Factores que afectan la velocidad de reacción

·         Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.

·         Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.

·         Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.

·         Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.

·         Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ° C en la temperatura,¹ aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, batano, hidrógeno, etc.

La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no-Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.

·         Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.

·         Radiación electromagnética e intensidad de luz: La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.

·         Un catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.

·         Isotopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción diferente para la misma molécula si tiene isotopos diferentes, generalmente isotopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio.

Ecuación de Velocidad

Siguiendo con la reacción sencilla de transformación de A en producto, necesitamos la ecuación de velocidad integrada. En este caso es sencilla:

K es la constante de velocidad de la reacción y la concentración de A es la inicial, como indica el subíndice, el cual no se volverá a colocar.

Ordenes de reacción

La ecuación de velocidad, siempre va a presentar esa forma V=K[S], pudiendo estar la concentración elevada al cuadrado, o estar multiplicada por la de otro cosustrato, (en el caso de reacciones más complejas).

Se define como orden de reacción total, la suma de los exponentes a los que se encuentran elevadas las concentraciones que aparecen en la ecuación de velocidad. En este caso simple, el orden es uno. Si recordamos de Química-Física, el coeficiente al que se eleva la concentración en la ecuación de velocidad de las etapas elementales coincide con el coeficiente estequiométrico del mismo. Esto no quiere decir que coincidan con los de la ecuación global.

Reacciones de primer orden

Es el caso más simple (si exceptuamos las de orden 0 de las que ya hablaremos). Analizando las unidades de la constante de velocidad vemos que: K = Molar/minutos/Molar = minutos-1. Más genéricamente, las unidades de K es tiempo-1 para las reacciones de primer orden.

Si representamos las velocidades obtenidas a diferentes concentraciones, vemos una línea recta, cuya pendiente es K, la constante de velocidad.

Constante de equilibrio

En una reacción química en general:

     la constante de equilibrio puede ser definida como

donde {A} es la actividad (concentración molar x coeficiente de actividad) y α el coeficiente estequiométrico de la sustancia química A y así sucesivamente. Es solo una convención el poner las actividades de los productos como numerador y de los reactivos como denominadores.

Para el equilibrio en los gases, la actividad de un componente gaseoso es el producto de los componentes de la presión parcial y del coeficiente de fugacidad

Para el equilibrio en una solución, la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad. Es una práctica común el determinar las constantes de equilibrio en un medio de fuerzas iónicas altas. Bajo esas circunstancias, el cociente de los coeficientes de actividad son constantes efectivamente y la constante de equilibrio es tomada para ser un cociente de concentración.

Todas las constantes de equilibrio dependen solo de la temperatura y son independientes a las concentraciones de productos o reactivos.

El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la transportación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Las constantes de estabilidad, constantes de formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio.