Energía de activación

Para que exista una reacción química es necesario que las moléculas de los reactivos colisionen entre sí. Para que la colisión sea efectiva es necesario que las moléculas choquen con la orientación adecuada y con la energía suficiente.

Por otra parte, una reacción química es consecuencia de la reorganización de los átomos de los reactivos para dar lugar a los productos. Este proceso no se lleva a cabo directamente, sino a través de una asociación transitoria de las moléculas o estado intermedio denominado complejo activado.

A la energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado se le llama energía de activación, E_a , y representa la barrera de energía que han de salvar las moléculas para que tenga lugar la reacción.

En los choques moleculares, parte de la energía cinética puede convertirse en energía potencial. Para que un choque entre las moléculas sea efectivo, es necesario que la energía cinética de las moléculas sea superior a la energía de activación.

En la gráfica se muestra la variación de la energía potencial en el choque de una molécula de O₃ con otra de NO hasta formar los productos de reacción NO₂ y O₂.

Relación de k con la temperatura

La ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad con la temperatura, para una determinada reacción química:

donde A es una constante que tiene las mismas unidades que la constante de velocidad; E_a es la energía de activación (unidades de energía) y R es la constante de los gases que se expresa en unidades compatibles con las de la energía de activación.

En forma logarítmica, la ecuación puede expresarse:

Concepto de catálisis

Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química, permitiendo que ésta transcurra a mayor velocidad.

Los catalizadores no modifican el estado de equilibrio de un sistema químico, esto es, su constante de equilibrio. Participan activamente en la reacción pero no se consumen, ya que se regeneran en el transcurso de la misma y, por tanto, no aparecen en la ecuación química ajustada.

Tipos de procesos catalíticos

La catálisis puede ser de dos tipos:

• Heterogénea, si el catalizador se encuentra en distinta fase que los reactivos. Normalmente, el catalizador heterogéneo es un sólido a través del cual se hace pasar una mezcla de gases, que son los reactivos.

  Los catalizadores heterogéneos suelen ser metales finamente divididos u óxidos metálicos dispersos en un soporte inerte, ya que de esta manera se incrementa la superficie activa, que es donde se produce la reacción.

  Un ejemplo es la reacción de hidrogenación de eteno para dar etano, que se produce rápidamente a temperatura ambiente y presión atmosférica, en presencia de níquel finamente dividido.
• Homogénea, cuando el catalizador está en la misma fase que los reactivos. Un ejemplo es la descomposición del peróxido de hidrógeno, H₂O₂ , que se acelera considerablemente en presencia de iones yoduro:

  2 H₂O₂ (l) ® 2 H₂O (l) + O₂ (g)

  La reacción tiene lugar en dos etapas; el catalizador homogéneo se consume en la primera pero se recupera en la segunda.

  Los procesos catalíticos también son frecuentes en los seres vivos. Así, las enzimas actúan como catalizadores biológicos altamente específicos, capaces de incrementar la velocidad de las reacciones bioquímicas en factores que pueden llegar hasta 10¹².

El efecto de un catalizador en una reacción química es proporcionar un mecanismo alternativo con una energía de activación inferior.