2.12
Predecir los resultados de las reacciones
La cinética describe la velocidad y el camino por el cual ocurre una reacción. Por el contrario, la termodinámica se ocupa de funciones de estado y de…
La cinética química describe la velocidad y el camino por el cual los reactivos se mueven de un estado a otro en la ruta de reacción, mientras que la termodinámica considera las estabilidades relativas de los propios estados.
Los compuestos A y B pueden reaccionar entre sí en dos vías posibles, una que conduce a los productos C y D, y la otra que conduce a los productos E y F.
Los productos C y D se ven cinéticamente favorecidos sobre E y F, ya que su formación requiere una menor energía de activación. Además, son termodinámicamente más favorables debido a sus energías más bajas.
En la mayoría de los casos, una vía de reacción se ve favorecida tanto termodinámica como cinéticamente, aunque hay casos en los que la termodinámica y la cinética se oponen entre sí.
En este caso, los productos C y D son favorecidos por la termodinámica porque tienen menor energía. Sin embargo, los productos E y F son los preferidos por la cinética porque su formación implica una menor energía de activación.
La temperatura juega un papel importante en la determinación del producto principal. A bajas temperaturas, los productos E y F se forman rápidamente, mientras que a altas temperaturas, las concentraciones de equilibrio se alcanzan rápidamente, produciendo C y D.
Si la barrera de energía de activación es lo suficientemente alta, los reactivos se consideran "cinéticamente estables". Sin embargo, agregar energía puede superar esta barrera.
Por ejemplo, los combustibles de petróleo y el oxígeno atmosférico no reaccionan espontáneamente a temperatura ambiente. Sin embargo, en el motor de un automóvil, el combustible se enciende por una chispa de una fuente de energía externa y la reacción entre el combustible y el oxígeno atmosférico alcanza el equilibrio.
El tamaño de las partículas que reaccionan afecta su frecuencia de colisión, ya que varias partículas más pequeñas tienen una superficie total mayor que una partícula grande. Cuanto mayor sea la superficie en la que puedan producirse colisiones, más rápida será la reacción.
Por ejemplo, romper troncos más grandes en pedazos más pequeños de leña aumenta su superficie. Con un combustible más accesible, el fuego proporciona más rápidamente la energía necesaria para mantener la reacción de combustión.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What is the difference between kinetics and thermodynamics in predicting reaction outcomes?
Kinetics describes the rate and pathway by which reactants transform into products, focusing on activation energy and collision frequency. Thermodynamics examines the relative stabilities and energies of reactants and products, determining whether a reaction is favorable overall. While thermodynamics reveals what can happen, kinetics explains how fast it occurs and the detailed molecular steps involved.
Q2: How does activation energy determine which reaction pathway is favored?
Products requiring lower activation energy form faster at low temperatures, making them kinetically favored. However, products with lower overall energy are thermodynamically favored and dominate at high temperatures when equilibrium is reached. When these factors conflict, temperature becomes the critical variable determining the major product formed.
Q3: What role does temperature play in determining reaction outcomes?
At low temperatures, kinetically favored products with lower activation energy form rapidly. At high temperatures, equilibrium is quickly achieved, producing thermodynamically favored products with lower energy. Temperature shifts the balance between kinetic and thermodynamic control, making it essential for predicting which products dominate under specific conditions.
Q4: Why are some thermodynamically favorable reactions considered kinetically stable?
Kinetic stability occurs when reactants face a sufficiently high activation energy barrier, preventing them from reacting spontaneously at room temperature. For example, petroleum and atmospheric oxygen are thermodynamically unstable but kinetically stable until external energy, like a spark, overcomes the barrier and initiates combustion.
Q5: How does collision theory explain reaction rates and molecular interactions?
Collision theory states that reactions require reactant collisions with correct orientation and adequate energy to form an unstable activated complex or transition state. The reaction rate is proportional to collision frequency. Increasing temperature boosts collision frequency and energy, accelerating reactions and explaining why most reaction rates increase with temperature.
Q6: How does particle size affect reaction rate and collision frequency?
Smaller particles have greater overall surface area than larger particles, increasing the area available for collisions. Breaking larger materials into smaller pieces enhances collision frequency and accelerates reactions. For example, breaking logs into kindling increases surface area, allowing fire to spread faster by providing more accessible fuel for combustion.
Q7: Can a thermodynamically unfavorable reaction be made to occur spontaneously?
Yes, thermodynamically non-spontaneous reactions can be driven forward by changing reaction conditions such as temperature or pressure, or by supplying external energy like electricity. Industrial processes often employ these strategies when thermodynamically favorable reactions are too slow to be economically profitable, making kinetic manipulation essential for practical applications.