Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

Pregrado → Química general → Cinética ↓


Energía de Activación y Catalizador


Introducción a la dinámica

La cinética química es el estudio de la velocidad o tasa de las reacciones químicas. También examina los factores que afectan estas tasas, como la temperatura, la presión y la concentración, así como los mecanismos de las reacciones. Dos conceptos clave en el estudio de la cinética química son la energía de activación y la catálisis.

Entendiendo la energía de activación

Primero, averigüemos qué es la energía de activación. La energía de activación es la barrera de energía mínima que debe cruzarse para que ocurra una reacción química. Esta energía es necesaria para romper los enlaces de los reactivos y comenzar el proceso de reacción.

Visualización de energía de activación

Estado de transición Progreso del feedback energía potencial Reactivos Productos

La curva en el gráfico de arriba muestra la energía potencial durante el proceso de reacción. En el pico de la curva, el sistema está en un estado transicional entre reactivos y productos. Este punto se conoce como el estado de transición, y la energía requerida para alcanzar este estado desde los reactivos iniciales es la energía de activación (E a). La entrada de energía es necesaria para romper los enlaces iniciales y permitir que la reacción continúe.

Calculando la energía de activación

La ecuación de Arrhenius se usa comúnmente en química para calcular la energía de activación de una reacción:

k = A * e-Ea / (RT)

Donde:

  • k = constante de la tasa de la reacción
  • A = factor pre-exponencial (frecuencia de colisiones con la orientación correcta)
  • E a = energía de activación
  • R = constante universal de los gases (8.314 J/mol K)
  • T = temperatura en Kelvin

Esta ecuación destaca que a medida que la energía de activación E a aumenta, la constante de la tasa k disminuye cuando otros factores permanecen constantes, lo que significa que la tasa de la reacción se ralentizará.

Ejemplo: Energía de activación funcional

Considera una reacción simple entre hidrógeno (H 2) y yodo (I 2) para formar yoduro de hidrógeno (HI):

H 2 + I 2 → 2HI

El proceso de formación de HI a partir de H 2 e I 2 implica la ruptura de enlaces HH y II y la formación de nuevos enlaces HI. La energía requerida para romper los enlaces iniciales y alcanzar el estado de transición es la energía de activación de esta reacción.

Papel de los catalizadores

Los catalizadores son sustancias que aumentan la tasa de una reacción química sin consumirse en el proceso. Actúan proporcionando una vía alternativa de reacción con una energía de activación más baja. Es importante destacar que, aunque aceleran la tasa de reacción, no cambian la termodinámica de la reacción. La energía de los reactivos y productos permanece sin cambios.

Visualización de catalizadores

inducida no inducida Progreso del feedback energía potencial

Como se muestra en el diagrama anterior, la ruta de reacción catalizada toma un camino de energía más bajo que la reacción no catalizada. Este camino más bajo significa que los reactivos requieren menos energía para alcanzar el estado de transición. Como resultado, la tasa de reacción general aumenta.

Tipos de catalizadores

Los catalizadores pueden clasificarse en dos categorías principales: homogéneos y heterogéneos.

  1. Catalizadores homogéneos: Estos catalizadores están en la misma fase que los reactivos. Típicamente, tanto el catalizador como los reactivos están en solución. Un ejemplo común de esto es el uso de ácido sulfúrico (H 2 SO 4) en la esterificación de alcoholes.
  2. Catalizadores heterogéneos: Estos catalizadores existen en una fase diferente a la de los reactivos, a menudo como un sólido con reactivos líquidos o gaseosos. Un ejemplo clásico de esto es el uso de platino en convertidores catalíticos para reducir las emisiones de los vehículos.

Ejemplo: Papel de los catalizadores en la reducción de la energía de activación

Considera la descomposición del peróxido de hidrógeno (H 2 O 2) en agua y oxígeno. La reacción se puede escribir como:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Sin un catalizador, esta reacción procede muy lentamente debido a la alta energía de activación. Sin embargo, si usamos un catalizador como el dióxido de manganeso (MnO2), la descomposición ocurre mucho más rápido.

Esto se debe a que MnO2 proporciona una vía de reacción alternativa con una energía de activación más baja, lo que hace que la reacción sea más rápida. Notablemente, MnO2 permanece sin cambios al final de la reacción.

Aplicaciones reales de los catalizadores

El uso de catalizadores es generalizado y extremadamente importante en muchos procesos industriales y biológicos.

Aplicaciones industriales

  • Industria petroquímica: Los catalizadores se utilizan en el refinado del petróleo para descomponer grandes moléculas de hidrocarburos en gasolina y otros productos.
  • Producción de amoníaco: Los catalizadores de hierro se utilizan para reducir la energía de activación en el proceso Haber-Bosch para la síntesis de amoníaco (NH3) a partir de gases de nitrógeno e hidrógeno.

Catalizadores biológicos

En los organismos vivos, las enzimas funcionan como catalizadores biológicos. Las enzimas son proteínas complejas que catalizan reacciones bioquímicas esenciales para la vida, incluyendo la ADN polimerasa en la replicación del ADN y la amilasa en la digestión.

La especificidad de la enzima es como una llave en su cerradura, donde solo sustratos específicos encajan en el sitio activo de la enzima, permitiendo reacciones específicas con baja energía de activación.

Conclusión

La energía de activación y la catálisis juegan un papel importante en el estudio de la cinética química. Comprender estos conceptos permite a los químicos manipular las tasas de reacción y desarrollar nuevos procesos y materiales. Los principios de la energía de activación y la catálisis tienen implicaciones de gran alcance, desde la fabricación industrial hasta las funciones fisiológicas.


Pregrado → 1.12.2


U
username
0%
completado en Pregrado

← Anterior (1.12.1)
La ley de velocidad y el orden de reacción
Siguiente (1.12.3) →
Teoría de colisiones

Comentarios 



Energía de Activación y Catalizador

https://www.chemistryelite.com/ug/1.12.2?ceal=es