Producción de reacciónes químicas

Teoría de colisiones

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz1 en 1916 y por William Lewis en 1918, que explica cómo ocurren las reacciones químicas y por qué las velocidades de reacción difieren para diversas reacciones. Para que una reacción ocurra, las partículas reaccionantes deben colisionar. Solo una cierta fracción de las colisiones totales causan un cambio químico; estas son llamadas colisiones exitosas o completadas. 
Las colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación), al momento del impacto, para romper los enlaces existentes y formar nuevos enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la concentración de los reactivos y aumentar la temperatura lleva a más colisiones y por tanto a más colisiones exitosas, incrementando la velocidad de la reacción.
Cuando un catalizador está involucrado en la colisión entre las moléculas reaccionantes, se requiere una menor energía para que tome lugar el cambio químico, y por lo tanto más colisiones tienen la energía suficiente para que ocurra la reacción. La velocidad de reacción por lo tanto también se incrementa.
Se basa en la teoría cinético-molecular de los gases, puesto que en una reacción química tiene lugar la ruptura de enlaces entre los átomos de las moléculas de los reactivos y la formación de nuevos enlaces para originar las moléculas de los productos, es necesario que las moléculas reaccionantes entren en contacto, “choquen”, por lo que a mayor número de choques, mayor velocidad de reacción. Ahora bien, no todos los choques son eficaces (se rompen los enlaces), para esto se requiere:

• Las moléculas han de tener suficiente energía cinética para que al chocar, los enlaces se rompan o se debiliten. Esta mínima Ec se llama Energía de activación, y las moléculas que la poseen se llaman moléculas activadas.
• El choque tiene que producirse en la dirección adecuada.

Velocidad de reacción

La velocidad de reacción es la cantidad de sustancia transformada por unidad de tiempo, esto nos indica la rapidez con la que los reactivos se convierten en productos.

La unidad de velocidad de reacción es mol (Lxs)

Factores que afectan a la velocidad de una reacción química

¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. Veamos algunos de estos factores.

Temperatura

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

Grado de División o Estado Físico de los Reactivos

En general, las reacciones entre gases o entre sustancias en disolución son rápidas ya que las mismas están finamente divididas, mientras que las reacciones en las que aparece un sólido son lentas, ya que la reacción sólo tiene lugar en la superficie de contacto.

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Naturaleza de los reactivos

La naturaleza química de los reactivos que intervienen en una rección dependen del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:

• Muy alta, y entonces será muy lenta.

• Muy baja, y entonces será muy rápida.

Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

Para una reacción: 

aA + bB ⇒ cC + dD

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]α [B]β

La constante de velocidad k, depende de la temperatura. α y β son exponentes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerada.

α : orden o grado de la reacción respecto de A
β : orden o grado de la reacción respecto de B
α+β : orden o grado total de la reacción

La constante de velocidad k, depende de la temperatura. La dependencia de la constante de velocidad, con la temperatura,  viene dada por la ecuación de Arrhenius'

 donde la constante A se denomina factor de frecuencia y Ea es la energía de activación.

Presencia de un catalizador

Los catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción. Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

Catalizadores y sus funciones

Los catalizadores se definen como enzimas (moléculas de naturaleza proteica) que tienen la capacidad de alterar la velocidad de una reacción química, aumentándola o disminuyéndola. Este proceso se conoce como catálisis. 

En la catálisis encontramos tres tipos diferentes de catalizadores:

• Catalizadores positivos o promotores. Son los que aceleran el proceso de la reacción química.
• Catalizadores negativos o inhibidores. Reducen la velocidad de la reacción química.
• Venenos catalíticos. Se encargan de desactivar el proceso de catálisis.

El proceso de catálisis es muy utilizado en diferentes ramas industriales y para diferentes aplicaciones, ya que potencializa la velocidad con la que puede ocurrir una reacción química, agilizando así ciertos procesos industriales o facilitando algunas de sus aplicaciones.

Los catalizadores pueden ser de dos tipos:

• Homogéneos: cuando los catalizadores están en la misma fase que los reactivos. Actúan cambiando el mecanismo de reacción, es decir, se combinan con alguno de los reactivos para formar un intermedio inestable que se combina con más reactivo dando lugar a la formación de los productos, al mismo tiempo que se regenera el catalizador.
• Heterogéneos o de contacto: cuando los catalizadores están en distinta fase que los reactivos. Son materiales capaces de absorber moléculas de reactivo en sus superficies, consiguiendo mayor concentración y superficie de contacto entre reactivos, o debilitando sus enlaces disminuyendo la energía de activación. Los productos abandonan el catalizador cuando se forman, y este queda libre para seguir actuando. Los catalizadores heterogéneos más usados son metales u óxidos de metales finamente divididos, como por ejemplo el hierro, el platino, el níquel, el trióxido de aluminio o el pentaóxido de vanadio.