Por Michael Juez
Actualizado el 24 de marzo de 2022
En química, la velocidad a la que se produce una reacción es crítica, especialmente para los procesos industriales. Una reacción termodinámicamente favorable pero lenta, como la conversión de diamante en grafito, puede resultar prácticamente inútil. Por el contrario, una reacción demasiado rápida puede plantear riesgos para la seguridad. Comprender y controlar los factores que influyen en las velocidades de reacción permite a los químicos diseñar procesos más seguros y eficientes.
El aumento de la temperatura generalmente acelera las reacciones. La razón subyacente es la barrera de energía de activación que debe superarse para que las moléculas reaccionen. Una mayor energía térmica aumenta la energía cinética de las moléculas, por lo que más colisiones alcanzan la energía de activación crítica. Una regla general útil es que, para muchas reacciones, la velocidad aproximadamente se duplica por cada aumento de 10 °C en la temperatura (comportamiento de Arrhenius).
Para reacciones en la misma fase (por ejemplo, dos solutos en agua), concentraciones más altas aumentan la probabilidad de colisiones productivas, acelerando así la reacción. La magnitud del efecto depende del orden de la reacción con respecto a cada reactivo. En la fase gaseosa, el aumento de la presión aumenta de manera similar la frecuencia de las colisiones, a menudo acelerando la reacción en proporción al aumento de la presión.
El medio circundante puede alterar significativamente las velocidades de reacción. Los disolventes que estabilizan los estados cargados o de transición polar, como el agua o los disolventes orgánicos altamente polares, pueden reducir la energía de activación y acelerar las reacciones que implican intermediarios iónicos. Por el contrario, un disolvente no polar podría ralentizar una reacción que requiere un estado de transición polar.
Los catalizadores reducen la energía de activación de una reacción al proporcionar una vía alternativa. Esto puede implicar la adsorción de reactivos sobre una superficie catalítica, la formación de complejos intermedios o la provisión de un entorno organizado que favorezca el estado de transición. Debido a que más moléculas poseen la barrera energética más baja a una temperatura determinada, la velocidad general aumenta sin que se consuma el catalizador.
Cuando un reactivo es un sólido, el área de la superficie expuesta limita la reacción a la interfaz con la otra fase. Aumentar el área de superficie (triturando un sólido hasta convertirlo en polvo, por ejemplo) proporciona más sitios activos y, por lo tanto, acelera la reacción. Los ejemplos clásicos incluyen la oxidación más rápida del hierro finamente dividido en comparación con un bloque sólido.
Al manipular estratégicamente estos factores, los químicos pueden ajustar las velocidades de reacción para alcanzar objetivos económicos, de seguridad y de eficiencia.
