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Física y Química 3.º ESO · Velocidad de reacción y teoría de colisiones

Choques eficaces: energía y orientación

Objetivo: Al terminar, sabrás explicar por qué no todos los choques entre partículas producen reacción (hace falta energía suficiente y orientación adecuada) y usar esta idea para explicar por qué la temperatura y la concentración aceleran las reacciones.

Explicación

Recuerda: la teoría de colisiones

Al principio de la unidad viste que, para que haya reacción, las partículas de los reactivos tienen que chocar. En el choque se rompen algunos enlaces y se forman otros nuevos: los átomos se reorganizan y aparecen los productos.

No todos los choques producen reacción

En el aire, cada molécula choca con otras miles de millones de veces por segundo. Si todos esos choques produjeran reacción, el nitrógeno y el oxígeno del aire ya habrían reaccionado entre sí hace mucho, y todas las reacciones serían instantáneas. No es así: la mayoría de los choques no sirven; las partículas simplemente rebotan.

Un choque eficaz es el que produce reacción. Para que un choque sea eficaz se necesitan dos condiciones:

Energía suficiente: las partículas deben chocar con la energía mínima necesaria para romper los enlaces. Si chocan despacio, rebotan.

Orientación adecuada: deben chocar por la parte correcta, de forma que los átomos que tienen que unirse queden juntos.

Una comparación: para abrir una puerta con llave hay que meter la llave en la posición correcta (orientación) y girarla con fuerza suficiente (energía). Si falta una de las dos cosas, la puerta no se abre.

La energía mínima que deben tener las partículas al chocar se llama energía de activación. Se puede representar en un diagrama de energía: los reactivos tienen que «subir una colina» antes de convertirse en productos.

La teoría de colisiones explica los factores

Temperatura. Al calentar, las partículas se mueven más deprisa: chocan más veces y, sobre todo, con más energía. Muchos más choques superan la energía mínima → más choques eficaces → reacción más rápida.
Concentración. Si hay más partículas en el mismo volumen, chocan más veces por segundo → más choques eficaces → reacción más rápida.
Superficie de contacto. Si un sólido está troceado, hay más partículas en la superficie que pueden chocar con las del otro reactivo → más choques.

¿Por qué hace falta una chispa?

El gas de la cocina y el oxígeno del aire chocan continuamente sin reaccionar: casi ningún choque tiene energía suficiente. La chispa aporta energía a algunas moléculas, que chocan eficazmente y reaccionan. Esa reacción desprende energía, que calienta las moléculas de alrededor, y así la combustión continúa sola.

Puntos clave

Para que haya reacción, las partículas de los reactivos tienen que chocar.
Choque eficaz: el que produce reacción. Necesita energía suficiente y orientación adecuada.
La energía mínima necesaria se llama energía de activación (la «colina» del diagrama de energía).
Más temperatura → choques más frecuentes y con más energía → más choques eficaces → reacción más rápida.
Más concentración o más superficie → más choques por segundo → reacción más rápida.

Errores frecuentes

ErrorPensar que todo choque entre partículas de reactivos produce reacción.
Cómo corregirloLa mayoría de los choques no son eficaces: falta energía o la orientación no es la adecuada, y las partículas rebotan.
ErrorCreer que basta con chocar con mucha energía.
Cómo corregirloTambién hace falta la orientación adecuada: si chocan por la parte equivocada, rebotan aunque vayan muy deprisa.
ErrorExplicar el efecto de la temperatura solo con «hay más choques».
Cómo corregirloLo más importante es que los choques son más energéticos: muchos más superan la energía mínima y son eficaces.
ErrorPensar que en la reacción las moléculas se «pegan» sin más.
Cómo corregirloEn el choque eficaz se rompen enlaces de los reactivos y se forman enlaces nuevos: los átomos se reorganizan.

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1. Dibujar choques: CO + NO₂ modelo de partículas (dibujos de choques)
El monóxido de carbono y el dióxido de nitrógeno (dos contaminantes de los tubos de escape) pueden reaccionar así: $\text{CO} + \text{NO}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{NO}$ En la reacción, un átomo de O pasa del $\text{NO}_2$ al CO. Analiza estos tres choques y di cuál es eficaz:
- Choque A: las moléculas se mueven despacio; un O del $\text{NO}_2$ choca contra el C del CO.
- Choque B: las moléculas se mueven muy deprisa; el N del $\text{NO}_2$ choca contra el O del CO.
- Choque C: las moléculas se mueven muy deprisa; un O del $\text{NO}_2$ choca contra el C del CO.
Dibuja con bolas el choque eficaz, antes y después.
Resolución
- Choque A: orientación adecuada (el O llega al C, donde tiene que unirse), pero energía insuficiente: rebotan. No eficaz.
- Choque B: mucha energía, pero orientación inadecuada: el O del NO₂ no queda junto al C del CO. Rebotan. No eficaz.
- Choque C: energía suficiente y orientación adecuada. Se rompe un enlace N–O del $\text{NO}_2$ y se forma un enlace C–O nuevo. Eficaz.
Dibujo del choque C:
- Antes: (C)(O) ⟶ ⟵ (O)(N)(O), con el O del NO₂ apuntando al C.
- Después: (O)(C)(O) y (N)(O): una molécula de $\text{CO}_2$ y otra de NO.
Comprueba que antes y después hay los mismos átomos: 1 C, 1 N y 3 O.
Ejemplo 2. La chispa de la bujía situación real
En el motor de un coche de gasolina, la mezcla de vapor de gasolina y aire entra en el cilindro y no arde hasta que salta la chispa de la bujía; entonces arde casi de golpe toda la mezcla del cilindro. Explica estos hechos con la teoría de colisiones.

Resolución
Las moléculas de gasolina y de oxígeno chocan continuamente, pero sin la chispa casi ningún choque tiene la energía mínima necesaria: las moléculas rebotan sin reaccionar.

La chispa aporta mucha energía a las moléculas que están junto a ella. Sus choques sí superan la energía mínima y son eficaces: empieza la combustión.

La combustión desprende energía (calor). Esa energía hace que las moléculas cercanas también choquen con energía suficiente, y la reacción se extiende en un instante por todo el cilindro. La energía desprendida es la que mueve el coche.
Ejemplo 3. El diagrama de energía de una reacción gráfico
La gráfica es el diagrama de energía de una reacción (valores orientativos). a) ¿Qué energía tienen los reactivos y qué energía tienen los productos? b) ¿Qué representa la «colina»? ¿Cuánta energía hay que aportar a los reactivos para que reaccionen? c) ¿La reacción desprende o absorbe energía?

Resolución
a) Reactivos: 30 kJ (tramo plano de la izquierda). Productos: 10 kJ (tramo plano de la derecha).

b) La colina representa la energía mínima que deben alcanzar las partículas al chocar para que el choque sea eficaz. Hay que subir de 30 kJ a 80 kJ: hay que aportar $80 - 30 = 50$ kJ (la energía de activación).

c) Los productos tienen menos energía que los reactivos: la reacción desprende $30 - 10 = 20$ kJ. Es lo que ocurre en una combustión: hay que «empujarla» al principio (chispa), pero después desprende energía.

Ejercicios

De menos a más. Intenta cada uno antes de mirar la solución.

1. Fácil
Di si es verdadero o falso y corrige las falsas: a) Siempre que dos moléculas de reactivos chocan, se produce la reacción. b) Para que un choque sea eficaz basta con que las partículas choquen con mucha energía. c) En un choque eficaz se rompen enlaces y se forman otros nuevos. d) Al aumentar la temperatura, los choques son más frecuentes y más energéticos.

Ver solución
a) F. b) F. c) V. d) V.
a) Falso: solo reaccionan en los choques eficaces; en la mayoría, las partículas rebotan. b) Falso: también hace falta la orientación adecuada. c) Verdadero. d) Verdadero: por eso hay más choques eficaces y la reacción es más rápida.
2. Media
En el modelo que usan los libros, el hidrógeno y el yodo reaccionan así: $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightarrow 2\,\text{HI}$ . El choque es eficaz si las dos moléculas chocan de lado, paralelas (cada H frente a un I) y con energía suficiente. Dibuja con bolas: a) un choque eficaz, antes y después; b) un choque no eficaz por mala orientación; c) un choque no eficaz por falta de energía.

Ver solución
a) H–H paralelo a I–I, chocan deprisa → 2 moléculas H–I. b) Chocan por los extremos (en línea) → rebotan. c) Paralelas pero despacio → rebotan.
a) Eficaz: las moléculas H–H e I–I llegan paralelas y deprisa. Se rompen los enlaces H–H e I–I y se forman dos enlaces H–I: después hay dos moléculas H–I. b) Mala orientación: chocan en línea, punta con punta (H–H ⟶ ⟵ I–I). Solo se tocan un H y un I; el otro H y el otro I quedan lejos. Rebotan sin reaccionar. c) Falta de energía: llegan paralelas pero muy despacio. Rebotan sin reaccionar.

En los dibujos debe verse que en a) hay los mismos átomos antes y después (2 H y 2 I).
3. Media
Explica con la teoría de colisiones: a) por qué los alimentos se estropean más despacio en la nevera; b) por qué el vinagre concentrado reacciona más deprisa con el bicarbonato que el vinagre diluido; c) por qué el azúcar glas, muy fino, arde mejor que un terrón de azúcar.

Ver solución
a) Menos temperatura: choques menos frecuentes y menos energéticos. b) Más partículas por volumen: más choques. c) Más superficie: más partículas expuestas al oxígeno.
a) A baja temperatura las partículas se mueven más despacio: chocan menos veces y con menos energía, así que hay menos choques eficaces y las reacciones que estropean los alimentos son más lentas. b) En el vinagre concentrado hay más partículas de ácido en el mismo volumen: chocan más veces por segundo con el bicarbonato → más choques eficaces. c) En el polvo fino hay muchas más partículas en la superficie, en contacto con el oxígeno: hay más choques a la vez que en un terrón, donde solo reaccionan las partículas de fuera.
4. Media
Un compañero dice: «Al calentar, la reacción va más rápida solo porque las partículas chocan más veces». ¿Está completa su explicación? ¿Qué le falta?

Ver solución
Incompleta: falta que los choques son más energéticos y por eso muchos más superan la energía mínima.
Es incompleta. Es verdad que al calentar las partículas chocan más veces, pero lo más importante es que chocan con más energía: una proporción mucho mayor de choques supera la energía mínima (energía de activación) y es eficaz. Por eso un aumento pequeño de temperatura puede acelerar mucho una reacción (en muchas reacciones, unos 10 °C más bastan para que vaya aproximadamente el doble de rápido).
5. Difícil
La gráfica muestra los diagramas de energía de dos reacciones, A y B, que se hacen a la misma temperatura. a) Calcula la energía mínima (energía de activación) de cada una. b) ¿Cuál será más rápida? Justifícalo con los choques eficaces.

Ver solución
a) A: 30 kJ; B: 70 kJ. b) La A: más choques superan una colina más baja.
a) Las dos parten de 20 kJ. A: $50 - 20 = 30$ kJ. B: $90 - 20 = 70$ kJ. b) La A. A la misma temperatura, las partículas tienen la misma energía en los dos casos; en la reacción A la colina es más baja, así que muchos más choques tienen energía suficiente para superarla y son eficaces.

Para practicar más

1. Fácil
a) ¿Qué es un choque eficaz? ¿Qué dos condiciones debe cumplir? b) En el aire hay nitrógeno y oxígeno que chocan continuamente, pero a temperatura ambiente no reaccionan. En cambio, dentro del motor de un coche, a muy alta temperatura, sí forman monóxido de nitrógeno ( $\text{N}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{NO}$ ). Explícalo.

Ver solución
a) El que produce reacción: energía suficiente y orientación adecuada. b) A temperatura ambiente los choques no tienen energía suficiente; en el motor sí.
a) Un choque eficaz es el que produce reacción. Debe tener energía suficiente (al menos la energía mínima o de activación) y orientación adecuada. b) A temperatura ambiente, casi ningún choque entre $\text{N}_2$ y $\text{O}_2$ tiene la energía necesaria para romper sus enlaces (el del $\text{N}_2$ es muy fuerte): rebotan. En el motor, a muy alta temperatura, las moléculas chocan con muchísima más energía y una parte de los choques es eficaz: se forma NO, un contaminante.
2. Fácil
Di si estos choques son eficaces o no y por qué: a) dos moléculas de reactivos chocan muy despacio, por la parte adecuada; b) dos moléculas de reactivos chocan muy deprisa, por la parte adecuada; c) dos moléculas de reactivos chocan muy deprisa, por una parte que no es la adecuada; d) dos moléculas de productos chocan entre sí con poca energía.

Ver solución
a) No (falta energía). b) Sí. c) No (orientación). d) No: no son reactivos y además les falta energía.
a) No eficaz: falta energía. b) Eficaz: energía suficiente y orientación adecuada. c) No eficaz: la orientación no es la adecuada. d) No produce la reacción estudiada: no son moléculas de reactivos; además, con poca energía rebotarían.
3. Media
a) Una hoja de papel puede pasar años en una estantería, rodeada del oxígeno del aire, sin arder; pero si le acercas una llama, arde enseguida y sigue ardiendo sola. ¿Por qué? b) Si hay una fuga de butano en una cocina cerrada, ¿por qué no explota hasta que alguien enciende la luz o un mechero? Explícalo con la teoría de colisiones.

Ver solución
a) Sin llama, los choques entre el papel y el oxígeno no tienen energía suficiente; la llama aporta la energía mínima y después la reacción desprende calor que la mantiene. b) Sin chispa, los choques butano–oxígeno no tienen energía suficiente.
a) A temperatura ambiente, las partículas del papel y las del oxígeno chocan, pero sin energía suficiente: los choques no son eficaces. La llama calienta el papel y aporta la energía mínima: los choques pasan a ser eficaces y empieza la combustión, que desprende calor y la mantiene. b) El butano y el oxígeno chocan continuamente, pero sin energía suficiente. Una chispa (del interruptor o del mechero) aporta energía a unas pocas moléculas, que reaccionan; la energía desprendida calienta a las demás y la reacción se propaga por toda la mezcla de golpe: una explosión. Por eso, si huele a gas, no se deben tocar interruptores.
4. Media
Dibuja dos recipientes iguales: en el primero, 3 partículas de A y 3 de B; en el segundo, 6 partículas de A y 6 de B, moviéndose al azar. a) ¿En cuál habrá más choques entre A y B cada segundo? b) ¿Qué factor de la velocidad de reacción representa este dibujo? c) ¿En cuál será más rápida la reacción?

Ver solución
a) En el segundo. b) La concentración. c) En el segundo.
a) En el segundo: hay más partículas en el mismo volumen, así que se encuentran más a menudo (con el doble de A y el doble de B, aproximadamente el cuádruple de choques A–B). b) La concentración de los reactivos. c) En el segundo: más choques por segundo → más choques eficaces → reacción más rápida.
5. Difícil
Observa el diagrama de energía de esta reacción (valores orientativos). a) ¿Qué energía mínima hay que aportar a los reactivos para que reaccionen? b) ¿La reacción desprende o absorbe energía? ¿Cuánta? c) Un catalizador es una sustancia que hace que la «colina» sea más baja. Si con un catalizador la cima bajara a 45 kJ, ¿qué le pasaría a la velocidad de la reacción? ¿Por qué?

Ver solución
a) 40 kJ. b) Absorbe 30 kJ. c) Sería más rápida: más choques tendrían energía suficiente.
a) Los reactivos están a 20 kJ y la cima a 60 kJ: hay que aportar $60 - 20 = 40$ kJ. b) Los productos (50 kJ) tienen más energía que los reactivos (20 kJ): la reacción absorbe $50 - 20 = 30$ kJ. c) La energía mínima pasaría a ser $45 - 20 = 25$ kJ. Muchos más choques tendrían energía suficiente y serían eficaces: la reacción sería más rápida. Es lo que hacen los catalizadores.