Velocidad de reacción

En muchas reacciones, subir la temperatura 10 °C duplica aproximadamente la velocidad. Por eso los alimentos duran días en el refrigerador, pero se estropean sobre una encimera cálida.

Una explosión termina en una fracción de segundo. La oxidación del hierro tarda años. La velocidad de una reacción indica con qué rapidez se consumen los reactivos o se forman los productos, por ejemplo en moles por litro por segundo. Dos reacciones con la misma ecuación pueden avanzar a velocidades muy distintas según las condiciones. Buena parte de la química, desde la cocina hasta la medicina y la industria, consiste en controlar esa rapidez.

Teoría de colisiones

La teoría de colisiones explica las velocidades mediante tres ideas. Primero, las partículas deben encontrarse: la velocidad depende de la frecuencia de los choques entre partículas de los reactivos. Segundo, deben encontrarse con la orientación adecuada, con los átomos que van a enlazarse uno frente al otro. Tercero, deben chocar con suficiente energía para alcanzar la energía de activación. Solo las colisiones que cumplen las tres condiciones dan lugar a productos. En el laboratorio, observa el recuento de colisiones de los últimos cinco segundos y cuántas tuvieron energía suficiente. La mayoría son simples rebotes.

Cinco factores que cambian la velocidad

El primer factor es la naturaleza de los reactivos. Pequeños trozos de sodio y de hierro expuestos al aire se comportan de forma muy distinta: el sodio reacciona por completo durante la noche, mientras que el hierro apenas cambia. El calcio reacciona con agua a una velocidad moderada; el sodio lo hace de forma casi explosiva. La superficie de contacto importa cuando un sólido reacciona con un líquido o un gas, porque la reacción solo ocurre donde se tocan. Los leños grandes arden lentamente, las ramitas se queman rápido y el aserrín suspendido en el aire puede arder de forma explosiva. El hierro en polvo burbujea en ácido diluido mucho más rápido que un clavo de hierro.

La temperatura es el tercer factor. Las partículas más calientes se mueven más rápido, de modo que chocan con mayor frecuencia y una proporción mucho mayor de colisiones lleva energía suficiente para reaccionar. En muchos procesos, la velocidad se duplica aproximadamente por cada aumento de 10 °C. La concentración es el cuarto factor: más partículas en el mismo espacio implican más colisiones. El fósforo arde mucho más rápido en oxígeno puro que en aire, que contiene solo alrededor de un 20% de oxígeno. El quinto es un catalizador, una sustancia que acelera una reacción sin consumirse. El peróxido de hidrógeno se descompone muy lentamente en la botella, pero forma espuma de inmediato al verterlo sobre una herida, porque algunas sustancias del tejido actúan como catalizadores.

Cuantificar el efecto de la temperatura

El químico sueco Svante Arrhenius describió cómo depende de la temperatura la constante de velocidad k: k = A·e^(−Eₐ/RT), donde R vale 8.314 J por mol por kelvin y T es la temperatura en kelvin. El término exponencial representa la fracción de colisiones con energía suficiente y crece rápidamente con la temperatura. En una reacción con una energía de activación de 50 kJ por mol, pasar de 25 °C a 35 °C multiplica la velocidad por aproximadamente 1.92, cerca de la regla de duplicación. Enfriar la misma reacción a 0 °C reduce la velocidad a unas 0.16 veces su valor a 25 °C. La última línea de los datos del laboratorio realiza este cálculo para la temperatura que elijas.

El modelo de partículas del laboratorio usa una barrera energética reducida para que las reacciones aparezcan en segundos en lugar de no aparecer nunca. Su objetivo es mostrar el patrón: mayor rapidez, más partículas y una barrera menor producen una línea verde más inclinada. Observa también que la línea azul se aplana con el tiempo. A medida que se consumen los reactivos, quedan menos partículas A para chocar, así que la reacción se frena por sí sola incluso a temperatura constante.