Conceptos básicos
En este tutorial sobre teoría de colisiones, aprenderá qué hace que una colisión sea exitosa. También aprenderá sobre las formas de aumentar las colisiones y las tasas de reacción, así como la importancia de la teoría de las colisiones.
Temas cubiertos en otros artículos
Comprender la teoría molecular cinética
Velocidades de reacción y cómo determinar la ley de velocidad
Catalizadores y Energía de Activación
Presión
Estados de materia
Vocabulario
Catalizador – Sustancia que no se consume en una reacción, pero que disminuye la energía de activación y acelera la reacción. Más información sobre catalizadores aquí.
Energía cinética – La energía de un objeto debido al movimiento.
Energía de activación – La energía mínima que debe poseer un reactivo para reaccionar
cinética – El estudio de la velocidad y velocidad de las reacciones.
Introducción a la Teoría de Colisiones
La teoría de la colisión establece que para que se produzca una reacción, los reactivos deben colisionar correctamente. La velocidad de reacción es igual a la frecuencia de las colisiones. La teoría de las colisiones se limita a los gases porque las frecuencias de las colisiones atómicas solo se pueden calcular con precisión con los gases.
Colisiones Exitosas
Para que una colisión produzca un cambio químico, debe tener suficiente energía y la orientación correcta. La frecuencia de colisiones entre dos reactivos es proporcional a la concentración de los reactivos. Por ejemplo, duplicar la concentración de un reactivo duplicará el número de colisiones. A temperatura ambiente, un centímetro cúbico de gas tiene 1033 colisiones por segundo. Sin embargo, si todas estas colisiones tuvieran éxito, todas las reacciones se completarían en un segundo. Las colisiones exitosas deben tener suficiente energía cinética para interrumpir y reorganizar los enlaces entre los átomos o simplemente rebotarán entre sí como pelotas.
La orientación de las colisiones se vuelve más importante cuanto más complejas son las moléculas en la reacción. Por ejemplo, en la reacción entre N2O y NO, el oxígeno de N2O debe golpear el nitrógeno de NO para que ocurra una reacción. Cuanto más complejas sean las moléculas, menor número de colisiones tendrán la orientación adecuada para una reacción.
Aumento de colisiones
Hay muchos factores que se pueden manipular para aumentar el número de colisiones y, por lo tanto, la velocidad de la reacción.
Concentración de reactivos
Cuanto mayor sea la concentración de reactivos, más moléculas disponibles para colisionar.
La temperatura
Las temperaturas más altas hacen que los reactivos tengan más energía cinética. Con más energía cinética, las moléculas se moverán más rápido. Por lo tanto, los reactivos chocarán más a menudo y con más energía.
Presión
Al aumentar la presión, el espacio entre las moléculas de los reactivos disminuye. Con menos espacio, las moléculas chocarán con más frecuencia.
Estados de materia
Los gases son más rápidos que los líquidos, que son más rápidos que los sólidos.
catalizadores
Los catalizadores aceleran las reacciones y cambian el mecanismo por el cual las moléculas chocan.
¿Por qué es importante la teoría de colisiones?
La teoría de la colisión explica cómo aumentar las velocidades de reacción. Al analizar todos los factores que aumentan las colisiones, se utilizan ecuaciones matemáticas para formar ecuaciones de velocidad. Las velocidades de reacción dependen de los factores que aumentan las colisiones. Es importante poder determinar y manipular la velocidad de una reacción para crear efectivamente los productos necesarios.
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