N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO(g)

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CINÉTICA QUÍMICA

La termoquímica estudiaba qué ocurría en las reacciones químicas, y recordábamos que el intercambio de energía en unas determinadas condiciones sólo dependía de la energía del estado inicial (Reaccionantes) y la del estado final (Productos). Pues bien, la cinética química va a explicarnos

cómo ocurre una reacción química; esto es lo que pasa entre el estado inicial y el final, y justificar la

velocidad con que discurre una reacción química y los factores de los que depende.

1. Hipótesis de la colisión.

Arrhenius, director del Instituto Nobel de Física y Química, en Estocolmo, sugiere en 1889, que las moléculas para que reaccionen deben colisionar, y para ello tendrán que activarse, y la forma mejor es la absorción de calor, completando así el trabajo efectuado por Van't Hoff, 5 años antes, en el cual había demostrado que la velocidad de una reacción aproximadamente se duplica por cada 10ºC, de aumento de temperatura.

Vamos a imaginar el proceso N2(g) + O2 (g) = 2NO(g)

Cuando están separados la energía del sistema será la suma de las energías de la molécula de nitrógeno y de oxígeno. Al ir aproximándose se inicia una interacción repulsiva entre las nubes electrónicas que envuel-ven a ambas moléculas. Interacción que induce un debilitamiento del triple enlace en la molécula de nitrógeno y del doble enlace en la del oxígeno, lo cual hace que se vayan separando, pero para superar esta interacción repulsi-va habrá que aportar energía al sistema (las moléculas deben ascender la “montaña energé-tica”) (fig.1).

La cumbre de dicha montaña que deben superar para que se produzca la reacción indica la máxima interacción, en este caso cuádruple (mecanismo de 4 centros), entre los cuatro átomos protagonistas. Esta situación se denomina complejo activado, y el número de moléculas que lo forman permite clasificar las reacciones en monomoleculares, bimoleculares (en este caso) etc. En este momento pueden ocurrir dos fenómenos, que sobrepase la montaña o que se vuelva hacia atrás. Según ocurra lo uno u lo otro, la reacción se llevará a cabo o no.

¿Cómo adquieren las moléculas de los gases la energía de activación?

Simplemente por colisiones. De esta manera la energía de una población molecular, se distribuye en una gráfica del tipo estadístico, en forma de campana (campana de Gauss). Por eso, sólo las moléculas que posen dicha energía (las coloreadas en rojo), serán capaces de sobrepasar la barrera energética (fig.2).La superficie abarcada por la curva para una determinada energía (EA)

nos da las moléculas capaces de reaccionar.

Fig.1

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¿Cómo conocer la proporción de moléculas capaces de reaccionar de toda la población molecular?.

Arrhenius calculó que la fracción de moléculas que poseen energía suficiente para superar la barrera

era RT EA e N N = − 0

, siendo R la constante de los gases, T la temperatura absoluta del sistema, y EA, la

energía de activación de las moléculas. A este factor se le llamó factor de Boltzmann. No tiene unidades, siempre es menor que 1 y mayor que cero.

Cálculo del factor de Boltzmann

Si te dicen que la energía de activación de un sistema gaseoso es de 20 kJ/mol a 300K, ¿cuál será la proporción de moléculas que poseen dicha energía?. R = 0,0083 kJ.mol-1K-1.

Operando 0,00036 . 300 . . 0083 , 0 / 20 0 = = = − − K K mol kJ mol kJ RT E e e N N A

, quiere decir que de cada cien mil moléculas, sólo 36

serían capaces de colisionar. Problema inverso

Dada la gráfica con las moléculas que poseen la energía de activación necesaria, si esta vale 10 kJ ¿A qué temperatura estará el sistema molecular? (fig.3)

Es evidente que en la gráfica dada el factor de Boltzmann vale 0,5. Por lo tanto. 69 , 0 5 , 0 ln =− =− RT EA ; K K mol kJ mol kJ T 349,2 69 , 0 . . 0083 , 0 / 2 = =

Cuando aumenta la temperatura, la velocidad de las moléculas gaseosas aumenta, colisionando con mas frecuencia, y adquiriendo mayor energía, de forma que la gráfica se desplaza hacia la derecha, con lo cual aumenta el factor de Boltzmann, y por lo tanto la fracción de moléculas capaces de reaccionar, como se observa en la fig.4. Por lo tanto el factor de Boltzmann sólo depende de la energía de activación y de la temperatura. Si ésta aumenta, también lo hace el factor de Boltzmann, y si la energía de activación crece, este factor disminuye.

Arrhenius todavía hizo entrar una constante de proporcionalidad A, para relacionar lo que denominó velocidad específica de una reacción k o constante de la velocidad, y la ecuación en forma logarítmica

que desarrolló en 1889, fue: ln k = lnA- EA/RT, de forma que RT

EA e A k

= , esta constante A, que llamó factor de frecuencia, por creerla proporcional a la frecuencia de las colisiones. También englobaría la orientación necesaria para que la colisión sea eficaz.

Es evidente que tal como se aprecia en la fig1, para que se produzca un complejo activado con una estructura interactiva de cuatro átomos (mecanismo de 4 centros), ello requiere que la colisión se efectúa de una manera determinada para que sea eficaz .

En los dibujos adjuntos se representan los dos tipos de colisiones. Por este motivo en la expresión de Arrhenius, se incluye a veces otra constante p, que es un factor estérico o espacial, que solo afecta a determinadas reacciones que así lo precisan. De esa

forma, la expresión quedaría: RT EA e pA k = − . Fig.3 Fig.4 Colisión ineficaz Colisión eficaz

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ACTIVIDADES. Ejemplo

Dada la reacción entre A+B ö C(g),a 500K cuya variación energética viene dada por la gráfica adjunta en kJ/mol (cada cuadrado 2 unidades en el SI). Indique:

a) Si la reacción es exotérmica o endotérmica, indicando la energía en cada caso desprendida o absorbida en su caso

b) La energía de activación necesaria para que se efectúe c) La fracción del nº de moléculas que la posee

DATOS: R= 8,31 JK-1.mol-1 SOLUCIÓN

Al examinar la gráfica, se observa que la Reacción exotérmica y en un solo paso.

La altura de la barrera energética, supone una EA=4kJ/mol, .La energía desprendida es la de

C-(A+B), o sea 2-8 kJ/mol. Por eso HR= -6kJ/mol.

El factor de Boltzmann que da la fracción del número de moléculas que poseen la energía de activación calculada para estas condiciones vale n/NT =e-EA/RT = 0,38 o sea el 38,3%. ACTIVIDADES para hacer.

Dada la reacción entre A+B ö C(g),a 1000K cuya variación energética viene dada por la gráfica adjunta en kJ/mol (cada cuadrado 2 unidades en el SI). Indique:

a) Si la reacción es exotérmica o endotérmica, indicando la energía en cada caso

b) La energía de activación necesaria para que se efectúe c) La fracción del nº de moléculas que la posee

DATOS: R=8,31 JK-1.mol-1

Cálculo experimental de la energía de activación

La ecuación de Arrrhe-nius, en forma logarítmica

ln k = lnA- EA/RT , se puede representar a través de una gráfica lnk, frente a 1/T, y en este caso la gráfica correspondería a una recta y=ax+b, en la que b sería lnA, y la pendiente negativa, la energía de activación dividida por R.

De esta forma con los datos que te da la gráfica, la energía de activación será aproximadamente de 890 J/mol La pendiente= H/B = (6,60-6,54)/ (0,00366-0,0031) R=8,31 JK-1.mol-1 ENERGÍA DE ACTIVACIÓN 6,54 6,59 0,0031 0,0032 0,0033 0,0034 0,00351/T0,0036 0,0037 ln k

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2.Velocidad de reacción.

El concepto de velocidad de reacción es mucho más antiguo que toda la teoría de la colisión.

Es evidente que en toda reacción química, desaparece reaccionante o reaccionantes para formar los productos, y por lo tanto se puede definir dicha velocidad como la variación de la cantidad de reaccionante dada por su concentración molar, en función del tiempo, en comparación con su concepto cinemático (v=dr/dt). Naturalmente la concentración de reaccionante va disminuyendo en función del tiempo por eso, para evitar el signo negativo de la velocidad, se expresa v=-dcR/dt, en función de los reaccionantes, si se definiera en función de productos formados v=dcP/dt. Sus unidades por lo tanto serán mol L-1 s-1.

En reacciones de estequiometría más complicada, por ejemplo A + 2B = 3C + D, conociendo las concentraciones respectivas de cada sustancia, se puede establecer que una relación entre las velocidades de desaparición de reaccionantes y de formación de productos, que depende únicamente

de los coeficientes estequiométricos de ajuste, de esa manera se determina la ecuación de la velocidad:

v= -d[A]/dt = -d[B]/2dt=d[C]/3dt=d[D]/dt

y puesto que por definición vA=-d[A]/dt; vB=-d[B]/dt; vC=d[C]/dt; vD=d[D]/dt;

Sustituyendo estos valores, se puede decir que la velocidad con que desaparece B es el doble que la velocidad con que lo hace A. Por el mismo hecho la velocidad con que aparece C, es el triple de la velocidad con que desaparece A, que a su vez es igual a la velocidad con que surge D.

Ejemplo 2.2

Dada la reacción en fase gaseosa A+2B63C, y coincidiendo los coeficientes estequiométricos con los cinéticos dirás que:

a) La velocidad de desaparición de A, es el doble de la de desaparición de B b) La velocidad con que se gasta A es la mitad de la que se gasta B

c) La velocidad con que se forma C es el triple de la que tiene A al consumirse d) La velocidad con que forma C es 2/3 de veces la que tiene B al consumirse Solución

Teniendo en cuenta el concepto de velocidad de una reacción

v=-d[A]/dt = -d[B]/2dt =d[C]/3dt . Ahora bien vA=-d[A]/dt ; vB=-d[B]/dt; vC=d[C]/dt, por lo tanto despejando en la

primera expresión d[A]/dt=d[B]/2dt, por lo que vA =vB/2, o sea es correcta la propuesta b, y no la a.

Repitiendo el razonamiento, como -d[B]/2dt =d[C]/3dt, vB= -2VC/3, Mientras que d[A]/dt=-d[C]/3dt, de lo que vC=-3vA,

por lo que es correcta la propuesta c, dado que el signo se interpreta a través de los conceptos contrarios, consumir y formar

ACTIVIDAD 1

Dada la reacción N2+3H2 =2NH3, relacionar las velocidades de desaparición del nitrógeno e

hidrógeno entre sí y con la de aparición del amoniaco

ACTIVIDAD 2

Dada la reacción: aA + bB = cC, determina:

a) La velocidad con que se gasta A, respecto a la velocidad con que se gasta B b) La velocidad con que se gasta B respecto a la velocidad con que se forma C, será:

Ejemplo 2.1.

Una determinada sustancia se encuentra en una concentración de 2 M, pero al descomponerse al cabo de 10minutos, la concentración sólo es 1M. Determinar la velocidad media con que se descompuso

s L mol s L mol L mol vm . 0017 , 0 600 2 1 = − − =

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3. Factores de los que depende la velocidad de una reacción química

Ya en 1850, Wilhelmy encontró que la velocidad con que se transformaba la sacarosa en fructosa y glucosa, dependía únicamente de la concentración de la sacarosa, esto es cada vez era más lenta cuanto mas se iba gastando. La reacción que actualmente se conoce como hidrólisis de la sacarosa, se podía formular así: C12H22O11 + H2O →C6H12O6 + C6H12O6

por lo tanto:

[

C12H22O11

]

v∝ , y la constante de proporcionalidad es k, o sea la velocidad específica de una reacción, por lo tanto se puede establecer que v=kc

El exponente al que está elevado c, se denomina orden de una reacción. En este caso sería una reacción de primer orden u orden 1.

Es fácil de comprender que cuando mayor sea la concentración de reaccionantes, mayor número de colisiones se producirán. Imaginar una pista de baile de extensión variable, en la cual hay 4 personas bailando, en la situación B de la fig5. Si ahora la pista disminuye su superficie (o sea aumenta la concentración de bailarines), caso A, las personas bailarán mas juntas con lo cual se producirán mas colisiones. Situación inversa sería la representada por C. Si ahora en cualquiera de las situaciones dadas, el ritmo musical aumentara ( lo equivalente al aumento de temperatura), tam-bién las colisiones entre los bailarines aumen-taría.

Si la velocidad de la reacción dependiera de las colisiones de dos reaccionantes distintos o iguales v = k [A][B] o v=k[A]2 o v=k[B]2, la reacción sería de orden 2, o se segundo orden, y en función de cada reaccionante, de orden 1 respecto a A y de orden 1 respecto a B, en el primer caso, y de orden 2 respecto a A o B, en los otros dos, y de orden total 2.

El orden de una reacción siempre se calcula

experimentalmente, y

los coeficientes estequio-métricos raramente coin-ciden con los cinéticos. Por eso en la reacción N2+3H2 =2NH3, no se

puede decir que sea de orden 1 respecto al nitrógeno y 3 respecto al H, y de orden 4, ni su velocidad se puede dar por la ecuación v=k[N2][H2]3. Realmente

es muy difícil encontrar reac-ciones de orden supe-rior al 3.En cambio puede haber reacciones de orden 0 (cuando la velocidad no depende de la concentración), y de orden fraccionario.

Por lo tanto v= kcn. Como RT EA e pA k = − , RT n E c e pA v A − = Fig.5

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EJEMPLO 3.1

Se dispone de una reacción A(g)+ B(g) ! C(g), de la que se dan los datos incluidos en la tabla adjunta.

Determine:

a) el orden de la reacción

b) su velocidad específica, indicando sus unidades

SOLUCIÓN:

A partir de la expresión general de la velocidad aplicada a la reacción dadav=k

[ ] [ ]

Aα B β ; y Dividiendo (2)/(1); α = log (3,2/0,4)/log(0,2/0,1)=3

Dividiendo 3/1;

β

= log (1,6/0,4)/log(0,12/0,06)=2; orden total 3+2=5; k=0,4 mol/Lmin / (0,1 mol/L)3 (0,06mol/L)2= 111111,11L4/mol4.min

EJEMPLO 3.2

Se dispone de una reacción A(g)+ B(g) ⇒ C(g), y se sabe que si se duplica la concentración de A sin variar B, la velocidad se hace doble, pero si se duplica la concentración B sin modificar A, la velocidad se hace cuádruple.

a) ¿Cuál sería el orden parcial y total de la misma?

b) Formule la expresión de la velocidad de reacción para esta reacción

SOLUCIÓN

A partir de la expresión general de la velocidad aplicada a la reacción dada v=k

[ ] [ ]

Aα B β ; Con los datos dados dividiendo : (2)/(1); α = log 2/log 2=1, 3/1;

β

= log (4)/log2)=2. El orden total 1+2=3; Sustituyendo v= k

[ ] [ ]

A1 B2;

ACTIVIDAD 3

Se dispone de una reacción A(g)+ B(g) ⇒ C(g), de la que se dan los datos incluidos en la tabla adjunta. Determine:

c) El orden de la reacción

d) Su velocidad específica, indicando sus unidades

ACTIVIDAD 4

La reacción en fase gaseosa A+2B6C, sólo depende de la concentración de A, de tal manera que si se duplica la concentración de A, la velocidad de reacción también se duplica

a) Justifique para qué reactivo cambia mas deprisa la concentración

b) Indique los órdenes parciales respecto de A y de B y escriba la ecuación cinética c) Indique las unidades de la velocidad de reacción y la constante cinética

d) Justifique como afecta a la velocidad de reacción una disminución de volumen a T cte.

Resumen de los factores de los que depende la velocidad de una reacción

Se pueden resumir a partir de la expresión RT n E c e pA v A

= , o sea v será mayor si, aumenta la frecuencia de las colisiones, si se orientan convenientemente, si disminuye energía de activación, si aumenta la temperatura, si aumenta la concentración (o disminuye el volumen), si aumenta el orden. Si la reacción no es en fase gaseosa, o hay varias fases, todos los factores que faciliten las colisiones (grado de división de los reaccionantes, aumento de superficie etc), aumentan la velocidad.

[A] mol/L [B] mol/L v ( mol(L.min)

1 0,1 0,06 0,4

2 0,2 0,06 3,2

3 0,1 0,12 1,6

[A] mol/L [B] mol/L v ( mol(L.min)

1 0,1 0,03 0,2

2 0,2 0,03 0,8

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4. Velocidad en reacciones químicas en varios pasos

La reacción concertada, en un solo paso que se describe en la pregunta 1, no es lo normal. Pues por lo general las reacciones suelen tener lugar en varias etapas o pasos, con formación de compuestos intermedios más o menos estables según la sima energética que los sitúan. En este caso, el paso determinante de la reacción es el de mayor energía de activación, que es la fase más lenta. Tal como ocurre cuando al desplazarte de un sitio a otro mediante varios medios de transporte, el mas lento o el de menos frecuencia, es el que se debe controlar para llegar a tiempo. En este caso la fase lenta tiene una energía de activación de 50 kJ/mol, en el paso 1, mientras que en el paso 2, sólo de 10 kJ/mol (fig.6). La reacción es endotérmica (el contenido energético de los productos es mayor que el de los reaccionantes y el calor de reacción es de 10kJ/mol.

El factor de Boltzmann se calcula en el paso 1.

Una reacción típica que ocurre en varias etapas es la obtención de yoduro de hidrógeno a partir de yodo e hidró-geno en fase gaseosa. Sus pasos (cada paso corresponde a una montaña o barrera energética) (fig.7) serían los siguientes. Paso 1 I2 →2I fase no muy rápida

Paso 2 I+H2 →H2I fase rápida

Paso 3 H2I + I→2HI fase lenta

Esta última sería la determinante para controlar la cinética y las moléculas activadas, pues es la que tiene mayor barrera energética. Todas estas fases integran el llamado mecanismo de una reacción química.

Ejemplo 4.1

Dada la reacción entre A+B ö C(g),a 500K cuya variación

energética viene dada por la gráfica adjunta en kJ/mol (fig.8) (cada cuadrado 2 unidades en el SI). Indique:

a) Si la reacción es exotérmica o endotérmica, indicando la energía en cada caso

b) La energía de activación necesaria para que se efectúe c) La fracción del nº de moléculas que la posee

SOLUCIÓN:

Vista la gráfica, la reacción es endotérmica en dos pasos, formando un intermedio estable, con EA=10kJ/mol, y HR= 4kJ/mol, el factor de Boltzmann para estas condiciones

ACTIVIDAD 5

Dada la reacción entre A+B ö C(g),a 800K cuya variación energética viene dada por la gráfica adjunta en kJ/mol (fig.9) (cada cuadrado 2 unidades en el SI). Indique:

a) Si la reacción es exotérmica o endotérmica, indicando la energía en cada caso

b) La energía de activación necesaria para que se efectúe c) La fracción del nº de moléculas que la posee

T=500K, EA=10kJ/mol, R=8,31 j/K.mol vale n/NT =e-EA/RT = 0,091, el 9,1%

Fig.8 Fig.6

Fig.7

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Cuestiones de repaso

C1.La velocidad de la reacción A + 2B →C, en fase gaseosa sólo depende de la temperatura y de la concentración de A, de tal manera que si se duplica ésta, la velocidad también se duplica.

a) Justifique para qué reactivo cambia mas deprisa la concentración

b) Indique los órdenes parciales respecto de A y B y escriba la ecuación cinética c) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética

d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución de volumen a temperatura constante

SOLUCIÓN

a) Dado que la velocidad relativa de formación o descomposición de una especie frente a la otra es inversamente proporcional a sus coeficientes estequiométricos –vA/1 = -vB/2 = vC/1, por lo tanto vA<vB

b) Dado que sólo depende de la concentración de A, v=k

[ ]

An, y si v se duplica si lo hace la concentración, n=1 c) k = (mol/L.s)/ (mol/L) = s-1

d) Aplicando el principio de Le Chatelier, si V disminuye, el equilibrio se desplaza hacia donde es menor, o sea hacia la derecha

C2.Se determinó experimentalmente que la reacción 2 A + B →P, sigue la ecuación de velocidad

[ ]

2

B k

v= . Conteste razonadamente si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La velocidad de desaparición de B es la mitad de la velocidad de formación de P. b) La concentración de P aumenta a medida que disminuyen las concentraciones de A y B. c) El valor de la constante de velocidad es función solamente de la concentración inicial de B. d) El orden total de reacción es 3.

SOLUCIÓN

a) Dado que la velocidad relativa de formación o descomposición de una especie frente a la otra es inversamente proporcional a sus coeficientes estequiométricos –vA/2 = -vB/1 = vP/1, por lo tanto vB=vP, por lo tanto la propuesta a es

falsa.

b) La segunda es cierta, porque P se forma al consumirse A y B

c) el valor de k, sólo depende de la energía de activación y de la temperatura, por lo tanto es falsa d) El orden total es 2, porque el exponente de la concentración es 2, por lo tanto es falsa

C3.La reacción en fase gaseosa A+Bÿ 2C+D, es endotérmica y su ecuación cinética es v=k[A].

Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El reactivo A se consume mas de prisa que el B

b) Un aumento de presión total produce un aumento de la velocidad

c) Una vez iniciada la reacción, la velocidad de la reacción es constante si la temperatura no varía d) Por ser endotérmica un aumento de la temperatura disminuye la velocidad de la reacción.

SOLUCIÓN

a) Dado que la reacción tiene la ecuación cinética dada, la velocidad de reacción no depende de B, por lo tanto no se consume, sólo A

b) Como es en fase gaseosa, un aumento de presión implicará una disminución de volumen por lo que la concentración de A (moles de A/ volumen), aumentará, y también lo hará la velocidad de reacción.

c) La velocidad de reacción sólo será constante cuando se alcance el equilibrio, mientras esto no ocurra, la disminuir la concentración de A, irá disminuyendo.

d) El carácter endotérmico afectará al equilibrio, pero mientras que éste no se alcance, al aumentar la temperatura, aumentará la velocidad de reacción, al aumentar el número de moléculas de A activadas.

C4 La reacción en fase gaseosa A+2B63C, es una reacción elemental y por lo tanto de orden 2

respecto a B y de orden 1 respecto a A.

a) Formule la expresión de la ecuación de la velocidad

b) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética

c) Justifique como afecta a la velocidad de reacción un aumento de temperatura a volumen constante

d) Justifique como afecta a la velocidad de reacción un aumento de volumen a temperatura constante

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5. Catálisis

Mucho antes que se estudiaran los factores generales que influían en una reacción química, se había observado que determinadas sustancias parecían intervenir en ellas sólo para modificar su velocidad, en principio las aceleraba. Berzelius en 1835 las definió como catalizadores porque ejercían una “fuerza catalítica”, del griego katalyein (soltar, disolver) que hacía que los reaccionantes soltaran las uniones. No fue el único nombre; un año antes Mitscherlinch la había llamado “acción de contacto”, porque se estudió a través de contacto de algunos metales sobre mezclas de gases.

La catálisis que aceleraba las reacciones se la denominó positiva, mientras que la que las retrasaba,

negativa. Esta catálisis aunque no lo parezca es muy importante, especialmente en la industria de

conservación de los alimentos.

El papel del catalizador positivo es facilitar la reacción química. ¿Cómo lo hace? Debilitando las uniones químicas que deben romperse para que la reacción se efectúe, y orientando los reaccionantes para que las repulsiones que impiden el acercamiento cuando se va a efectuar la colisión, sean lo menor posible. Ello se traduce en una disminución de la energía de activación, con lo cual la fracción de moléculas capaces de colisionar (factor de Boltzmann) aumenta.

Obsérvese la fig 10.La primera parte de la gráfica el perfil energético se presenta sin catalizar (rojo) y catalizada positi-vamente (azul).En la parte inferior aparece la población molecular en fase gaseosa que va a efectuar la reacción. Solo una pequeña fracción dada por la superficie en rojo abarcada por la curva puede colisionar. Sin embargo, al rebajar la energía de activación (perfil azul), el aumento de la población molecular (superficie azul abarcada), es considerable.

Es interesante fijarse en que la energía desprendida en la reacción química en este caso, es independiente de que la reacción sea o no catalizada. Sólo depende del estado inicial y del final.

En el caso de una catálisis negativa, el proceso sería inverso, pues la energía de activación aumentaría disminuyendo el factor de Boltzmann.

Cualquier compuesto que se combine preferentemente con el catalizador, sin intervenir en la reacción será un “veneno” del catalizador, anulando su acción.

La catálisis también puede ser homogénea (si el catalizador está en el mismo estado físico que los reaccionantes, y heterogénea si lo está en distinto.

En las reacciones en varios pasos, el catalizador deberá introducirse en el paso con mayor energía de activación, esto es, en la fase lenta, para acelerarla.

Un caso específico de la catálisis es la enzimática

Es curioso que si quisiéramos hidrolizar una proteína fuera del cuerpo humano, rompiendo sus enlaces, necesitaríamos muchas horas calentando muy por encima de los 37ºC, con HCl 1M. Sin embargo nuestro cuerpo lo hace a 37ºC en menos de dos horas. ¿Cómo es posible? Pues sencillamente porque tenemos los catalizadores adecuados para hacerlos. Estos son los enzimas, nombre propuesto por Künhe en 1878. Su rentabilidad se basa en su especificidad. El modelo propuesto para explicar la acción catalítica, propuesto por Fischer en 1935, se denomina por ese motivo; llave-cerradura. El enzima debe encajar perfectamente en la estructura del reactivo o sustrato, interaccionando en los sitios activos. A veces requieren la colaboración de otras sustancias llamadas coenzimas (fig.11), que ayudan a romper los enlaces.

Figure

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