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Velocidad de reacción

Educación secundaria superiorQuímicaTeoría de colisiones: las moléculas representadas como discos rígidos en 2D reaccionan cuando una colisión alcanza al menos la energía de activación

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Acerca de este experimento

Las moléculas solo pueden reaccionar cuando chocan, y la mayoría de las colisiones son demasiado suaves para romper enlaces. En esta caja, las moléculas A azules y las moléculas B violetas vuelan de un lado a otro y rebotan entre sí. Cuando una molécula A choca con una B con suficiente fuerza, con al menos la energía de activación a lo largo de la línea que une sus centros, se transforman en productos verdes. Aumenta la concentración o la temperatura, o añade un catalizador, y observa cómo aumenta más rápido el número de productos por diferentes motivos.

Objetivos de aprendizaje

  • Explica que las partículas deben chocar con al menos la energía de activación para reaccionar
  • Explica por qué una concentración más alta aumenta la velocidad: hay más colisiones por segundo
  • Explica por qué una temperatura más alta aumenta la velocidad principalmente porque una mayor proporción de las colisiones tiene suficiente energía
  • Describe cómo un catalizador proporciona una vía con una energía de activación menor
  • Obtén la velocidad de reacción a partir de la pendiente de una gráfica de productos frente al tiempo

Cómo usarlo

  1. 1Pulsa «Ejecutar» con la configuración predeterminada. Observa la gráfica de los productos formados. ¿Es más pronunciada al principio o al final? ¿Por qué?
  2. 2Aumenta la concentración a 70 moléculas de cada tipo. Compara la nueva línea con la línea discontinua de la última ejecución.
  3. 3Vuelve a 40 moléculas de cada tipo y aumenta la temperatura a 400 K. Observa el histograma de energía: ¿qué proporción queda ahora a la derecha de Ea?
  4. 4Compara la proporción de colisiones A-B exitosas con la predicción e^(-Ea/RT) a 300 K y a 400 K.
  5. 5Vuelve a ajustar la temperatura a 300 K y aumenta la energía de activación a 10 kJ/mol. ¿Qué ocurre con la velocidad inicial?
  6. 6Activa el catalizador. ¿Qué línea del gráfico de energía se desplaza y cambia el histograma en sí?

El modelo

La velocidad es la pendiente de la gráfica de productos frente al tiempo
Proporción de colisiones en las que se alcanza al menos la energía de activación a lo largo de la línea que une los centros
Ecuación de Arrhenius: la constante de velocidad k aumenta rápidamente con la temperatura (A depende de la frecuencia con que chocan las moléculas)
Al representar ln k frente a 1/T se obtiene una línea recta con pendiente -Ea/R

Supuestos

  • Las moléculas son discos rígidos de igual masa que se mueven en dos dimensiones. Las colisiones entre ellas y con las paredes son perfectamente elásticas.
  • Una colisión entre una molécula A y una B produce una reacción cuando la energía cinética del movimiento relativo a lo largo de la línea que une sus centros es al menos Ea. Los productos continúan con las mismas velocidades, por lo que la energía se conserva y la reacción no desprende ni absorbe calor.
  • El catalizador reduce a la mitad la energía de activación. No se representa como una superficie; solo cambia la energía necesaria para que se produzca la reacción.
  • Cada ejecución comienza con las mismas posiciones y velocidades iniciales, por lo que los mismos ajustes siempre dan el mismo resultado. Con tan pocas moléculas, la proporción medida de colisiones exitosas fluctúa alrededor de la predicción.
  • Las energías se expresan en kJ/mol y el tiempo en unidades arbitrarias del modelo.

Pruébalo en clase

  1. Q1¿Por qué la gráfica de los productos se vuelve menos pronunciada a medida que pasa el tiempo?
  2. Q2Al duplicar el número de moléculas tanto de A como de B, las colisiones A-B se producen aproximadamente cuatro veces más a menudo. ¿Por qué cuatro veces y no dos?
  3. Q3Un catalizador no se consume en una reacción. ¿Por qué, aun así, hace que la reacción sea más rápida?
  4. Q4¿Por qué los alimentos y los medicamentos se conservan durante más tiempo en el frigorífico?
  5. Q5El magnesio en polvo reacciona con el ácido más rápido que una cinta de magnesio. ¿Qué idea de la teoría de colisiones lo explica?

Preguntas frecuentes

¿Por qué la distribución de energía no tiene la misma forma que la curva de campana del libro de texto?

En dos dimensiones, la proporción de moléculas con energía E disminuye exponencialmente, por lo que la curva alcanza su máximo en cero. En tres dimensiones, la curva comienza en cero, sube y luego baja. La cola más allá de Ea se comporta igual en ambos casos, y esa cola es lo que importa para la velocidad de reacción.

¿Un catalizador proporciona más energía a las moléculas?

No. El histograma no cambia al añadir el catalizador. Solo la línea de la energía de activación se desplaza hacia la izquierda, por lo que más colisiones de las que ya se producen tienen energía suficiente para reaccionar.

¿La velocidad de reacción es lo mismo que la velocidad de las moléculas?

No. La velocidad de reacción cuenta cuántas moléculas reaccionan por segundo. Las moléculas más rápidas chocan un poco más a menudo, pero el principal efecto de la temperatura es que muchas más colisiones tienen energía suficiente.

¿Por qué la proporción de colisiones exitosas no coincide exactamente con la predicción?

En una ejecución solo hay unos cientos de colisiones entre A y B, por lo que el recuento presenta variaciones aleatorias, como ocurriría en un experimento real. Con más moléculas y ejecuciones más largas, la proporción medida se acerca más a e^(-Ea/RT).