Energía De Activación

INTRODUCCIÓN

Se realizó una investigación acerca de la energía de activación y la ecuación de Arrhenius. Para conocer de mejor manera la teoría de la cinética química, tema del curso. Llegando a que la energía de activación es la energía necesaria para poder producir una reacción química. Además la ecuación de Arrhenius es K= Ae ^ (-Ea/RT). Para mayor información consultar cuerpo de investigación.

OBJETIVOS

• Conocer la teoría de la energía de activación.

• Determinar la ecuación de Arrhenius.

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

Energía de activación, en química, es el mínimo de energía necesaria para causar una reacción. Una reacción química entre dos sustancias se produce cuando un átomo, ion o molécula de una sustancia choca con un átomo, ion o molécula de la otra. Solo una parte del total de colisiones resulta en una reacción, porque por lo general sólo un pequeño porcentaje de las sustancias que interactúan tienen la mínima cantidad de energía cinética que una molécula debe poseer para que reaccione. Cuando los reactivos chocan, pueden formar un producto intermedio cuya energía química es mayor que la energía química combinada de los reactivos. Para lograr que este estado de transición en la reacción pueda lograrse, debe entrar un poco de energía adicional en la reacción, que no sea la energía química de los reactivos. Esta energía es la energía de activación.

Una vez que el producto intermedio, o complejo activado se forma, los productos finales se forman de la misma. El trazo de los reactivos a través del complejo activado para los productos finales se conoce como mecanismo de reacción. Debido a que la energía térmica de una sustancia no está uniformemente distribuida entre sus átomos, iones o moléculas, algunas pueden llevar la energía suficiente para reaccionar, mientras que otras no lo hacen.

Si la energía de activación es baja, una mayor proporción de las colisiones entre los reactivos resultará en reacciones.

Si la temperatura del sistema se incrementa, la energía térmica promedio es mayor, una mayor proporción de colisiones entre reactivos resultan en reacción y la reacción acontece más rápido. Un catalizador aumenta la velocidad de reacción, proporcionando un mecanismo de reacción con una energía de activación más bajo, por lo que una mayor proporción de colisiones resulta en reacción.

TEORIA DE LAS COLISIONES

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, que explica cualitativamente cómo ocurren las reacciones químicas y porqué las velocidades de reacción difieren para diferentes 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. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación) al momento del

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