El avance o desarrollo de una reacción química puede mostrarse mediante un diagrama llamado perfil de la reacción, que describe cómo cambia la energía de la reacción en la medida que avanza.
Se pueden construir dos diagramas diferentes, según si la reacción es exo- térmica o endotérmica.
ara tener
en cuenta
P
Complejo activado o estado de transición
En este estado la reacción debe alcanzar la suficiente energía que permita que se rompan los enlaces de los reactantes y se formen los nuevos enlaces en los productos. Se usan como sinónimos de avan- ce de la reacción los términos coordenada, progreso o desarrollo de la reacción. Ener gía Reactante Producto H Ea Complejo activado Ea Reactante Producto Complejo activado H Ener gía Avance de la reacción.
Reacción exotérmica. Avance de la reacción.Reacción endotérmica.
El primer caso corresponde a una reacción exotérmica, ( H < 0), lo que significa que los productos de la reacción son energéticamente más estables que los reactantes.
El segundo caso representa a una reacción endotérmica, ( H > 0), en la cual los productos son menos estables que los reactantes.
Al comparar los dos perfiles de reacción se observa que la energía de activación de la reacción exotérmica es menor que en la reacción endotér- mica. Como consecuencia, la reacción exotérmica sería más rápida que la endotérmica.
La energía de activación (Ea ) se define como la energía mínima necesaria para que ocurra una reacción.
En cualquiera de los diagramas la energía de activación de la reacción directa (o sea, de reactantes a productos), corresponde a la altura que separa la línea de base de la energía de los reactantes y la cima de la curva. En el momento en que el avance de la reacción alcanza la cima de la curva, se postula que se forma una especie llamada complejo activado o estado de transición. El complejo activado es una combinación de los átomos, moléculas o iones reactantes que representa un intermediario entre los reactantes y productos. Se considera que el complejo activado es una especie no aislable, de corta vida y de alta energía. De esta especie pueden surgir los productos, o bien, volverse a formar los reactantes.
• Complejo activado
• Estado de transición
onceptos clave
C
2. Efectos de la temperatura.
Ecuación de Arrhenius
Como se ha señalado, el aumento de la temperatura incrementa la energía cinética de las moléculas. Esto significa que crece la fracción de moléculas, cuya energía será mayor o igual a la energía de activación. De tal manera que habrá un mayor número de choques efectivos y, como consecuencia, aumentará la velocidad de la reacción (v) y la constante de velocidad (k). Recuerda que la constante de velocidad es proporcional a la velocidad de reac- ción, es decir, mientras mayor sea la constante k la reacción es más rápida. Svante Arrhenius desarrolló la ecuación:
k = A • e –Ea /RT
que relaciona la constante de velocidad y la energía de activación, donde
k: constante de velocidad (en s–1)
A = factor de frecuencia. Representa la frecuencia de las colisiones (en s–1)
Ea = energía de activación (en kJ/mol)
R = 8,314 J/K • mol
T = temperatura absoluta o kelvin La ecuación de Arrhenius indica:
a) La constante de velocidad es directamente proporcional a A, o sea, a la frecuencia de las colisiones.
b) La constante de velocidad disminuye cuando aumenta la energía de activación, o sea, mientras mayor es la energía de activación más lenta es la reacción.
c) La constante de velocidad aumenta con el incremento de la temperatura. Un antigua regla aproximada dice que la velocidad de una reacción se duplica cada vez que se eleva en 10 ºC la temperatura.
Si se toma logaritmo natural (base e) de ambos miembros de la ecuación de Arrhenius se obtiene:
Ink = InA –Ea /RT
Desde el punto de vista matemático, la ecuación de Arrhenius escrita en forma logarítmica corresponde a la ecuación de una recta: y = mx + n. La correspondencia es:
Aquí m corresponde a la pendiente de la recta. La determinación de m
permite obtener Ea desde la expresión:
m = – Ea
R
ara tener
en cuenta
P
Para que una colisión sea efectiva y dé origen a un nuevo compuesto, depende de tres factores: (a) de la energía que posean las moléculas en el momento de la colisión, (b) de la frecuencia de las colisiones moleculares, (c) de que las orien- taciones sean favorables. El producto de la frecuencia de las colisiones por las orientaciones fa- vorables corresponde al término A en la ecuación de Arrhenius. El fac- tor energético está representado por la energía de activación, Ea.
ara tener
en cuenta
P
La ecuación de Arrhenius también se puede escribir usando logaritmos decimales.
logk = logA – Ea
2,303 RT Se puede escribir la ecuación de Arrhenius para dos temperaturas distintas, combinando dos ecuacio- nes de Arrhenius escritas para cada temperatura. Resulta: in k1 k2 = Ea R
(
1T2 – 1T1)
lnk InA – Ea R 1 T y n m xUn ejemplo:
Una reacción posee una energía de activación Ea = 70,0 kJ/mol. ¿En cuánto cambia la velocidad de reacción si se aumenta la temperatura desde 300 a 310 K? Solución: Se toma el cociente: k2 k1 = Ae–Ea/RT2 Ae–Ea/R T1
Se introducen los valores de Ea, R, T1 y T2 en la expresión. Luego se cancela A. Resulta entonces:
k2
k1
= e–70.000a /8,314 • 310
e–70.000a /8,314 • 300 = 2,5
Por lo tanto, la velocidad de reacción aumenta en 2,5 veces con un incre- mento de 10 grados de temperatura.
2
Para la reacción del ion yoduro con bromuro de metilo se obtuvieron los siguien- tes resultados a diferentes temperaturas.
Actividad de aplicación:
Determinación de la constante de velocidada) Para cada temperatura toma el valor recíproco y el logaritmo natural de k.
b) Confecciona un gráfico con ln k en la ordenada y 1/T en la abs- cisa.
c) Observa la tendencia de la línea y calcula gráficamente la pen- diente.
T /K 280 290 300 310 320 330 340
k /L mol–1 s–1 9,68 • 10–5 3,00 • 10–4 8,60 • 10–4 2,32 • 10–3 5,83 • 10–3 1,38 • 10–2 3,15 • 10–2
d) Del valor de la pendiente estima la energía de activación en uni- dades kJ/mol.
e) ¿Cuál es el significado de la energía de activación?
f) Con los datos obtenidos, ¿po- drías estimar el valor de la cons- tante a 295 K y 360 K?
@
En la red
Para saber más del tema conéctate con el siguiente vínculo: http://www.hiru.com/kimika/kimika_01600.html • Identificar • Relacionar contenidos • Graficar • Analizar gráficos • Estimar valores • Evaluar • Sintetizar
abilidades y
destrezas
H
3. Acción de los catalizadores
Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción química, recuperándose, sin cambios en su composición y en su forma, al término de la reacción.En la mayoría de los casos, los catalizadores aumentan la velocidad de las reacciones. Sin embargo, hay casos en que un catalizador disminuye la velocidad de una reacción. A estos catalizadores negativos se les llama comúnmente inhibidores.
En general, un catalizador modifica el mecanismo de una reacción, redu-
ciendo la energía de activación. De esta manera, la velocidad de la reacción
catalizada es mayor que la velocidad de la reacción no catalizada.
Observa en el diagrama que la energía de activación ha disminuido por efecto del catalizador, lo que permite que la reacción se desarrolle más rápidamente. Ener gía H Ea Estado de transición 1 3 2 Estado inicial Estado final 1 2 Energía de activa- ción sin catalizador
3
Energía de activa- ción con catalizador Liberación global de energía Avance de la reacción
ara tener
en cuenta
P
Catalizadores• Un catalizador no aparece como
reaccionante en la ecuación global de la reacción.
• Los catalizadores que se en-
cuentran en la misma fase de las sustancias reaccionantes son catalizadores homogéneos y al proceso se le conoce como catálisis homogénea.
Los catalizadores que se hallan en una fase distinta de las sus- tancias reaccionantes se conocen como catalizadores heterogéneos y al proceso se le denomina catálisis heterogénea.
Los catalizadores intervienen en la reacción, no aparecen en la reacción global, ni alteran la entalpía de la reacción ni la constante de equilibrio. Los catalizadores son muy importantes para la industria química, especial- mente porque se pueden realizar reacciones a bajas temperaturas con la consiguiente economía en energía.
• Catalizador
• Inhibidor