Teoría de colisiones

Idea clave en una frase

• Las partículas tienen que chocar para reaccionar.
• Pero chocar no basta.
• Solo sirven los choques fuertes y en la posición correcta.

1. ¿Qué dice la teoría de colisiones?

• Colisión: choque entre dos partículas que se mueven.
• Colisión efectiva: choque que sí consigue formar productos nuevos.
• Velocidad de reacción: qué tan rápido aparecen los productos.
• Las partículas están en movimiento continuo. Para reaccionar, deben encontrarse y chocar.
• La velocidad depende de cuántos choques efectivos hay por segundo.
• Analogía: como unir dos piezas de Lego con imanes, hay que juntarlas con fuerza y por el lado correcto. Si las acercas despacio o al revés, rebotan y no se pegan.

2. Las 2 condiciones del choque perfecto

Para que una colisión sea efectiva debe cumplir las dos condiciones al mismo tiempo.

Condición 1: Energía suficiente

• Energía de activación ($E_a$): barrera mínima de energía para romper enlaces.
• Energía cinética: energía del movimiento de las partículas.
• Solo si la energía del choque es igual o mayor que $E_a$, los enlaces se pueden romper y formar otros nuevos.
• Si la energía es menor que $E_a$, las partículas rebotan como pelotas blandas. No pasa nada.

Condición 2: Orientación correcta

• Orientación: posición y ángulo con que chocan las partículas.
• Factor estérico ($p$): probabilidad de que el choque tenga la posición buena.
• Las moléculas no son esferas lisas. Tienen átomos concretos que deben tocarse.
• Ejemplo: en $H_2 + I_2 -> 2HI$, el átomo de H debe chocar contra el átomo de I. Si chocan por el lado contrario, aunque traigan mucha energía, no se forma nada.

3. ¿De qué depende que haya más choques efectivos?

• Frecuencia de colisiones ($Z$): número de choques por segundo.
• Concentración: número de partículas que hay en un volumen.
• Más concentración = más partículas apretadas = más choques por segundo = más oportunidades de choques efectivos.
• Más temperatura = partículas más rápidas = más choques por segundo y más choques superan $E_a$.

Ecuación de Arrhenius

$$k = A e^{-E_a/(R T)}$$

• $k$: constante de velocidad. Dice qué tan rápida va la reacción.
• $A$: incluye $Z$ y $p$. Dice cuántos choques bien orientados hay por segundo.
• $E_a$: energía de activación.

4. Lo esencial para recordar

• Solo las colisiones efectivas producen reacción: necesitan energía mayor que $E_a$ y orientación correcta.
• La energía de activación $E_a$ es la barrera mínima que el choque debe superar.
• Más concentración aumenta la frecuencia de choques $Z$ y acelera la reacción.