Cinètica Química

Ja hem vist que una reacció química és una reorganització d'àtoms i que va associada a un intercanvi energètic determinat. Però totes les reaccions es produeixen a la mateixa velocitat?

Per explicar aquests comportaments, podem partir de la teoria cineticocorpuscular de la matèria aplicada a l'estat gasós: partícules molt petites en moviment constant la velocitat de les quals depèn de la temperatura.

Basant-nos en això, la teoria de col·lisions afirma que perquè es doni una reacció, els reactius han d'interaccionar, i ho faran per mitjà d'una col·lisió. Però aquest xoc ha de complir algunes condicions:

• La quantitat de partícules ha de ser prou elevada perquè el nombre de col·lisions no sigui massa baix i la reacció no succeeixi. Aquest factor depèn de la densitat o concentració dels reactius i de la superfície de contacte entre ells.

Hi ha una teoria complementària, la teoria de l'estat de transició, que permet justificar millor la influència de la temperatura i del catalitzador. Utilitza el diagrama energètic i assumeix l'existència d'un estat de transició de més energia, anomenat complex activat.

L'energia tèrmica que es manifesta en la velocitat en el moment de la col·lisió és la que permet als reactius superar la barrera d'energia que representa el complex.

Fixa't com l'energia addicional que representa l'estat de transició no afecta el balanç energètic, ja que es recupera quan s'arriba als productes.

Fem servir les dues teories per justificar la influència dels factors cinètics en la velocitat de reacció.