Mapa mental: Teoría de colisiones

Explorar

Mapa mental: Teoría de colisiones · Formatom

Teoría de colisiones

Contenido del mapa

Teoría de colisiones — Las partículas deben chocar fuerte y en la posición correcta para reaccionar.
- Idea central — Reaccionar exige chocar de forma efectiva.
  - Colisión — Choque entre dos partículas que se mueven.
  - Colisión efectiva — Choque que sí consigue formar productos nuevos.
  - Velocidad de reacción — Mide cuántos choques efectivos hay por segundo.
- Condición 1: Energía — El choque debe superar la energía de activación.
  - Energía de activación Ea — Barrera mínima de energía para romper enlaces y formar otros.
  - Energía cinética — Energía del movimiento; debe ser igual o mayor que Ea.
  - Si falta energía — Las partículas rebotan como pelotas blandas sin reaccionar.
- Condición 2: Orientación — El choque debe darse por el lado correcto.
  - Orientación correcta — Los átomos que se unirán deben tocarse en el ángulo preciso.
  - Factor estérico p — Probabilidad de que el choque tenga la posición buena.
  - Ejemplo H2 + I2 — H debe chocar con I; si choca por el lado contrario no se forma HI.
- Cómo lograr más choques — Más frecuencia y más energía aumentan la velocidad.
  - Frecuencia Z — Número de choques por segundo; más Z, más oportunidades.
  - Concentración — Más partículas apretadas aumentan Z y aceleran la reacción.
  - Temperatura — Más calor acelera partículas: sube Z y la fracción que supera Ea.
  - Área en sólidos — Más superficie de contacto aumenta Z y acelera la reacción.
- Ecuación de Arrhenius — Resume la teoría en una fórmula matemática.
  - Fórmula k = A e^(-Ea/RT) — k es la constante de velocidad; relaciona Ea, T y choques.
  - Factor A — Incluye Z y p: cuántos choques bien orientados hay por segundo.
  - Efecto de T — Si T sube, el término exponencial crece rápido y hay más choques efectivos.
  - Ejemplo frío vs caliente — El recipiente caliente va más rápido por más Z y más energía sobre Ea.

La teoría de colisiones explica cómo ocurren las reacciones químicas. Las partículas están en movimiento continuo y para reaccionar deben encontrarse y chocar. La velocidad de reacción depende de cuántos choques efectivos hay por segundo.

Para que una colisión sea efectiva debe cumplir dos condiciones al mismo tiempo: tener energía suficiente y tener la orientación correcta. La energía del choque debe ser igual o mayor que la energía de activación Ea para romper enlaces, y las moléculas deben chocar por el lado y ángulo precisos donde están los átomos que se unirán. Si falta energía o la posición es mala, las partículas rebotan y no se forman productos.

La cantidad de colisiones efectivas depende de la frecuencia de colisiones Z y de la fracción que supera Ea. Más concentración aumenta Z porque hay más partículas apretadas. Más temperatura aumenta Z y aumenta mucho la fracción que supera Ea. Más área de contacto en sólidos aumenta Z. Todo se resume en la ecuación de Arrhenius k = A e^(-Ea/RT), donde A incluye Z y el factor estérico p.