Factores que afectan la velocidad

Química

Conceptos clave

La teoría de colisiones exige dos condiciones para que una colisión sea eficaz: energía $\ge E_a$ (energía de activación) y orientación correcta.
La velocidad de reacción = número de colisiones eficaces por segundo.
Todo factor que acelera la reacción actúa aumentando la frecuencia de colisiones y/o la fracción de colisiones con $E \ge E_a$ .
Al explicar el efecto de un factor, la cadena completa es: factor → efecto en colisiones → cambio de velocidad. Omitir la palabra "colisiones" suele costar el mark.
Cinética $\ne$ termodinámica: que una reacción sea espontánea no garantiza que sea rápida; puede tener $E_a$ alta.

Concentración (disoluciones): más partículas por $\text{dm}^3$ → más colisiones por segundo → mayor velocidad.
Presión (gases): comprimir equivale a subir la concentración del gas → más colisiones por segundo. Solo afecta a reacciones con al menos un gas.
Área superficial (sólidos): dividir el sólido en polvo expone más superficie → más puntos de contacto y más colisiones por segundo con el mismo coeficiente. Nota: la masa total no cambia.
Temperatura: doble efecto — partículas más rápidas (algo más de frecuencia) y, sobre todo, fracción mucho mayor con $E \ge E_a$ (efecto dominante, no lineal). Regla empírica: $+10\ °\text{C}$ ≈ duplica la velocidad.
Catalizador: ofrece una ruta alternativa de menor $E_a$ → fracción mayor de colisiones eficaces. No se consume, no cambia $\Delta H$ ni la constante de equilibrio $K_c$ .

Sin catalizador: barrera alta $E_a$ .
Con catalizador: barrera menor $E_a'$ con la misma diferencia energética reactivos–productos ( $\Delta H$ idéntico).
Acelera por igual la reacción directa y la inversa.

Problema: Explica por qué el $\text{Mg}$ en polvo reacciona más rápido que la cinta de $\text{Mg}$ de la misma masa con $\text{HCl}$ .
El polvo tiene mayor área superficial expuesta al ácido con idéntica masa.
Hay más puntos de contacto → más colisiones por segundo entre $\text{H}^+$ y los átomos de la superficie.
Más colisiones eficaces por segundo → mayor velocidad de reacción.

Error frecuente: decir que el polvo "tiene más energía" — el área superficial aumenta la frecuencia de colisiones, no su energía (eso lo hace la temperatura).
Error frecuente: afirmar que un catalizador "aumenta la energía" de los reactivos — baja la $E_a$ , no cambia la energía de reactivos ni de productos.
La presión no afecta la velocidad de reacciones entre sólidos o entre iones en disolución (los sólidos son incompresibles).
Distinguir el efecto de la temperatura del de la concentración: temperatura aumenta la fracción con $E \ge E_a$ (efecto mucho mayor); concentración solo aumenta la frecuencia de choques.
Un catalizador heterogéneo (sólido en contacto con reactivos líquidos/gaseosos) actúa sobre la superficie — no se consume, como el $\text{MnO}_2$ en la descomposición de $\text{H}_2\text{O}_2$ .

Conceptos clave

La teoría de colisiones exige dos condiciones para que una colisión sea eficaz: energía $\ge E_a$ (energía de activación) y orientación correcta.
La velocidad de reacción = número de colisiones eficaces por segundo.
Todo factor que acelera la reacción actúa aumentando la frecuencia de colisiones y/o la fracción de colisiones con $E \ge E_a$ .
Al explicar el efecto de un factor, la cadena completa es: factor → efecto en colisiones → cambio de velocidad. Omitir la palabra "colisiones" suele costar el mark.
Cinética $\ne$ termodinámica: que una reacción sea espontánea no garantiza que sea rápida; puede tener $E_a$ alta.

Los cinco factores

Concentración (disoluciones): más partículas por $\text{dm}^3$ → más colisiones por segundo → mayor velocidad.
Presión (gases): comprimir equivale a subir la concentración del gas → más colisiones por segundo. Solo afecta a reacciones con al menos un gas.
Área superficial (sólidos): dividir el sólido en polvo expone más superficie → más puntos de contacto y más colisiones por segundo con el mismo coeficiente. Nota: la masa total no cambia.
Temperatura: doble efecto — partículas más rápidas (algo más de frecuencia) y, sobre todo, fracción mucho mayor con $E \ge E_a$ (efecto dominante, no lineal). Regla empírica: $+10\ °\text{C}$ ≈ duplica la velocidad.
Catalizador: ofrece una ruta alternativa de menor $E_a$ → fracción mayor de colisiones eficaces. No se consume, no cambia $\Delta H$ ni la constante de equilibrio $K_c$ .

Ejemplo resuelto

Problema: Explica por qué el $\text{Mg}$ en polvo reacciona más rápido que la cinta de $\text{Mg}$ de la misma masa con $\text{HCl}$ .
El polvo tiene mayor área superficial expuesta al ácido con idéntica masa.
Hay más puntos de contacto → más colisiones por segundo entre $\text{H}^+$ y los átomos de la superficie.
Más colisiones eficaces por segundo → mayor velocidad de reacción.

En el examen IB

Error frecuente: decir que el polvo "tiene más energía" — el área superficial aumenta la frecuencia de colisiones, no su energía (eso lo hace la temperatura).
Error frecuente: afirmar que un catalizador "aumenta la energía" de los reactivos — baja la $E_a$ , no cambia la energía de reactivos ni de productos.
La presión no afecta la velocidad de reacciones entre sólidos o entre iones en disolución (los sólidos son incompresibles).
Distinguir el efecto de la temperatura del de la concentración: temperatura aumenta la fracción con $E \ge E_a$ (efecto mucho mayor); concentración solo aumenta la frecuencia de choques.
Un catalizador heterogéneo (sólido en contacto con reactivos líquidos/gaseosos) actúa sobre la superficie — no se consume, como el $\text{MnO}_2$ en la descomposición de $\text{H}_2\text{O}_2$ .