La teoría de las colisiones explica las velocidades de las reacciones químicas desde una perspectiva meramente molecular. Se encuentra por lo tanto en estrecha cercanía con la cinética química. En lugar de abordar las velocidades en términos de concentraciones, lo hace en función de las frecuencias de colisiones.
Cuando se habla de colisiones puede venir a la mente la imagen de unas bolas de billar impactando unas con otras sobre la mesa. Sin embargo, las moléculas, aunque esta teoría asume que sus formas son esféricas, no se comportan de modo semejante. Las colisiones moleculares se diferencian en varios sentidos, tanto espaciales como energéticos.
Esta teoría, si bien puede ser matemáticamente un poco compleja y mostrar variaciones considerables respecto a los resultados experimentales, ofrece una imagen de interpretaciones visibles y sin aspectos abstractos.
Aunque se aplica para sistemas gaseosos o soluciones muy diluidas, sus principios pueden extenderse a cualquier reacción y medio físico.
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Condiciones para que se produzcan reacciones
Según la teoría de las colisiones existen tres condiciones para que se produzcan reacciones:
- Las especies químicas (iones, moléculas, radicales, etc.) deben de colisionar de manera eficiente.
- Deben portar con la energía suficiente para el rompimiento de sus enlaces.
- Además, la orientación del impacto tiene que ser muy específica.
Colisiones moleculares
Las colisiones moleculares comparten algo en común con las macroscópicas: ocurren predominantemente entre dos especies o cuerpos. Dos bolas de billar colisionan entre sí, así como una pelota de fútbol contra un muro, o dos proyectiles en medio del aire. Es decir, las colisiones en lo que respecta a la química y sus reacciones tienden a ser de tipo bimoleculares.
Las moléculas no están quietas, sino que se trasladan y rotan por el espacio que las rodean. Al hacerlo, se asume que dibujan una especie de círculo llamado sección transversal, sobre el cual existe la probabilidad de que otra molécula colisione. Asimismo, la teoría considera que las moléculas son esféricas para simplificar los modelos matemáticos.
Dos moléculas, hipotéticamente esféricas, pueden colisionar sin ningún problema, aun cuando no haya reacción química. Pero no sucede de igual modo cuando se tratan de tres, cuatro o más moléculas.
Mientras más especies deban colisionar para originar un producto, más improbable se vuelve el fenómeno. Esto se explica visualmente intentando que tres bolas o proyectiles colisionen al mismo tiempo entre sí. Por lo tanto, las colisiones bimoleculares son por lejos las más comunes.
Sistemas
La teoría de las colisiones solamente tiene validez para sistemas o fases gaseosos. Esto se debe a que los gases muestran un comportamiento que puede ser bien descrito por su cinética.
Para fases líquidas o soluciones muy diluidas, las especies reactivas se hallan envueltas en una jaula de moléculas de solvente, con las cuales también colisionan. Esto modifica el panorama, ya que las reacciones no solo dependen ahora de las frecuencias de las colisiones, sino también de la difusión de las moléculas reaccionantes a través del medio.
Energías de las colisiones
Las moléculas pueden colisionar despacio o con mucha rapidez. Esto depende de cuán grande sea su energía, la cual a su vez varía significativamente con la temperatura. Mientras más fuerte sea la colisión, la probabilidad de que haya una reacción química aumentará, ya que esta energía podrá romper los enlaces necesarios para formar otros nuevos.
Esta energía se conoce como la de activación, EA, y es característica para toda reacción química. Cuando se incrementa la temperatura, el promedio de las moléculas es capaz de igualar o superar a EA, por lo que el número de colisiones efectivas y, por ende, los productos formados, aumentan.
En presencia de un catalizador EA disminuye, ya que aporta superficies y medios electrónicos que benefician a las colisiones. El resultado: la velocidad de reacción aumenta, sin necesidad de incrementar la temperatura o de adicionar otros reactivos.
Factor estérico
Las especies químicas colisionan efectivamente para reaccionar, prediciendo esta teoría cuál será la velocidad de sus reacciones. Sin embargo, los experimentos han demostrado que mientras más complejas sean las estructuras de los reactivos, mayores son las desviaciones o diferencias entre las velocidades teóricas y experimentales.
Esto se debe a que las moléculas están lejos de ser esféricas, sino que espacialmente presentan todo tipo de geometrías. Es aquí donde entra el factor estérico, ρ, con el cual se busca corregir las velocidades de reacción para que concuerden mejor las predicciones de la teoría con los resultados experimentales.
Ejemplos de reacciones
Reacción bimolecular
La siguiente reacción:
N2O + NO → N2 + NO2
Es de uso común para explicar lo que significa la orientación efectiva en las colisiones moleculares.
La molécula N2O, óxido de dinitrógeno, no reaccionará con el NO, óxido nítrico, a menos que durante la colisión el átomo de oxígeno (círculo rojo) del N2O choque directamente con el átomo de nitrógeno (círculo azul) del NO. Solamente de este modo se originarán los productos N2 y NO2; de lo contrario, las moléculas de N2O y NO rebotarán sin reaccionar.
Este es un ejemplo de una colisión bimolecular para una reacción elemental bimolecular. Aun cuando los reactivos tengan suficiente energía para romper los enlaces, si la orientación no es la apropiada, no habrá reacción química.
Reacción unimolecular
En una reacción elemental unimolecular también puede intervenir las colisiones moleculares, aun cuando solo sea una especie la que sufra la transformación o el rompimiento de sus enlaces.
Considérese por ejemplo la isomerización del ciclobutano para dar lugar a una mezcla de butenos. Al incrementarse la temperatura las moléculas de ciclobutano vibrarán a mayores frecuencias y colisionarán cada vez con mayor fuerza. Los productos, sin embargo, demuestran que dos moléculas de ciclobutano no reaccionan entre sí porque de lo contrario producirían un compuesto con ocho carbonos.
En el medio puede haber impurezas (círculo verde), las cuales también colisionan con el ciclobutano, específicamente sobre cualquiera de sus enlaces C-C. Estas pueden tratarse de gases nobles, o de moléculas poco reactivas como el nitrógeno.
Llegará un momento en el que la impureza colisionará con la suficiente energía para romper uno de los enlaces C-C del ciclobutano. Y entonces, su molécula buscará reordenarse y originará un buteno, reconocible por su doble enlace y su estructura de cadena lineal.
Referencias
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). CENGAGE Learning.
- Glasstone. (1970). Tratado de fisicoquímica. Aguilar S. A. de Ediciones, Juan Bravo, 38, Madrid (España).
- Walter J. Moore. (1962). Physical Chemistry. (Cuarta edición). Longmans.
- Wikipedia. (2020). Collision theory. Recuperado de: en.wikipedia.org
- The Editors of Encyclopaedia Britannica. (2020). Collision theory. Encyclopaedia Britannica. Recuperado de: britannica.com
- Clark Jim. (2018). The Collision Theory of Reaction Rates. Recuperado de: chemguide.co.uk
- Lawson P. & Lower S. (18 de mayo de 2020). The Collision Theory. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org