1. Temperatura de disminución:
* Energía cinética: Las reacciones ocurren cuando las moléculas chocan con suficiente energía para romper los enlaces y formar otros nuevos. La baja temperatura reduce la energía cinética promedio de las moléculas, lo que lleva a menos colisiones exitosas.
* Energía de activación: Cada reacción tiene una barrera de energía de activación que las moléculas deben superar para reaccionar. Las temperaturas más bajas hacen que sea más difícil que las moléculas alcancen este nivel de energía.
2. Disminución de la concentración de reactivos:
* frecuencia de colisión: Las concentraciones reactivas más altas significan que hay más moléculas, aumentando las posibilidades de colisiones entre las moléculas reactivas. La disminución de las concentraciones reduce la frecuencia de colisión, ralentizando la reacción.
3. Aumento de la energía de activación:
* Barrera de energía de activación: La energía de activación es la energía mínima requerida para que ocurra una reacción. El aumento de la barrera de energía de activación hace que sea más difícil que las moléculas alcancen el nivel de energía necesario, ralentizando la reacción. Esto puede ser causado por:
* Introducción de un catalizador que ralentiza la reacción (un catalizador negativo).
* Cambiar el medio de reacción (por ejemplo, usando un disolvente diferente).
4. Aumento de la superficie:
* Reacciones heterogéneas: Las reacciones que involucran sustancias en diferentes fases (por ejemplo, sólido y líquido) se ven afectadas por el área de superficie. Una superficie más grande proporciona más puntos de contacto para los reactivos, aumentando la velocidad de reacción. Sin embargo, disminuir el área de superficie reduce los puntos de contacto, ralentizando la reacción.
5. Agregar un catalizador que ralentiza la reacción:
* catalizadores: Si bien la mayoría de los catalizadores aceleran las reacciones, hay algunas que pueden actuar como catalizadores negativos y reducir la velocidad de las reacciones. Estos catalizadores aumentan la energía de activación, lo que hace que sea más difícil que ocurra la reacción.
6. Cambio de la fase de reactivos:
* Velocidades de reacción en diferentes fases: Las reacciones tienden a ser más rápidas en la fase gaseosa en comparación con la fase líquida, e incluso más lento en la fase sólida. Esto se debe a la mayor libertad de movimiento y frecuencia de colisión en gases.
7. Aumento de la presión parcial de gases inerte:
* frecuencia de colisión: En una mezcla de gases, agregar gases inerte reduce la presión parcial de los reactivos, lo que lleva a menos colisiones entre las moléculas reactivas y disminuyendo la velocidad de reacción.
8. Agregar un producto a la mezcla de reacción:
* LE Principio de Chatelier: Según el principio de Le Chatelier, agregar un producto a una mezcla de reacción cambia el equilibrio hacia los reactivos, ralentizando la reacción hacia adelante.
Ejemplo:
Imagina una fogata. Agregar más madera (aumentando la concentración) y soplar sobre el fuego (aumentar la temperatura) hará que se queme más rápido. Por el contrario, cubrir el fuego con cenizas (disminución del área de superficie) y usar madera húmeda (temperatura de disminución) reducirá el proceso de quema.
