Factores que afectan las reacciones químicas

Las reacciones químicas son procesos donde unas sustancias (los reactivos) se transforman en otras (los productos) mediante la ruptura y formación de enlaces químicos.

Sin embargo, no todas las reacciones ocurren a la misma velocidad. Algunas son muy rápidas, como una explosión o la combustión del gas natural, y otras muy lentas, como la oxidación del hierro o la descomposición de la madera.

La rapidez o velocidad de reacción depende de diversos factores que influyen en la frecuencia y la energía de los choques entre partículas.
Entre los más importantes están:

1. Temperatura

2. Concentración de los reactivos

3. Presión (para gases)

1. Temperatura

La temperatura mide la energía cinética promedio de las partículas.
Cuando la temperatura aumenta, las moléculas se mueven más rápido, chocan con mayor frecuencia y con más energía. Esto incrementa la probabilidad de que las colisiones sean efectivas, es decir, que superen la energía de activación (Ea) necesaria para que ocurra la reacción.

Cuando la temperatura disminuye, las moléculas se mueven lentamente, los choques son menos frecuentes y con menor energía, por lo tanto, la reacción se ralentiza.

Ejemplos

1. Cocina:

   • Cuando cocinas un huevo en agua caliente, las proteínas del huevo se desnaturalizan más rápido que si el agua estuviera tibia.

   • Esto ocurre porque la temperatura alta acelera las reacciones químicas entre las moléculas de proteína y agua.

2. Industria alimentaria:

   • Los alimentos se refrigeran o congelan para reducir la temperatura y ralentizar las reacciones químicas responsables de la descomposición o el crecimiento bacteriano.

3. Combustión:

   • En los motores de autos, al aumentar la temperatura de la chispa en la cámara de combustión, el combustible se quema más rápido, generando una explosión controlada que impulsa los pistones.

4. Reacción del peróxido de hidrógeno (H₂O₂):

   • A temperatura ambiente, el peróxido se descompone lentamente en agua y oxígeno.

   • Si se calienta, la descomposición ocurre más rápido y se observa una liberación más violenta de burbujas.

A mayor temperatura, mayor energía cinética → más colisiones efectivas → reacción más rápida.
A menor temperatura, menor energía → menos colisiones → reacción más lenta.

2. Concentración de los reactivos

La concentración mide cuánta cantidad de una sustancia (en moles o gramos) hay en un determinado volumen de disolución (mol/L).

En una reacción, a mayor concentración, hay más partículas por unidad de volumen, lo que provoca más choques por segundo entre las moléculas de los reactivos y, por tanto, una reacción más rápida.

Por el contrario, una baja concentración reduce la frecuencia de colisiones y disminuye la velocidad de la reacción.

Ejemplos 

1. Reacción ácido-metal:

   • Si colocas un trozo de zinc (Zn) en ácido clorhídrico (HCl), se libera gas hidrógeno (H₂).

   • Si usas ácido concentrado, la efervescencia es muy rápida.

   • Si usas ácido diluido, apenas se observan burbujas.
     👉 Esto se debe a que con más iones H⁺ disponibles (mayor concentración), ocurren más choques por segundo con el zinc.

2. Industria farmacéutica:

   • La concentración de reactivos controla el tiempo de reacción en la producción de medicamentos.

   • Si la concentración es demasiado alta, se pueden formar subproductos indeseados o causar reacciones violentas.

3. Bebidas efervescentes:

   • Cuanto más concentrado es el ácido cítrico o el bicarbonato de sodio, más rápida es la liberación de CO₂ y la efervescencia se vuelve más intensa.

4. Oxidación:

   • En un ambiente con mucho oxígeno (alta concentración de O₂), un metal se oxida más rápido.

   • Por eso, los metales se conservan mejor si se guardan en ambientes sin aire o recubiertos.

A mayor concentración → más choques por unidad de tiempo → reacción más rápida.
A menor concentración → menos choques → reacción más lenta.

3. Presión (en reacciones gaseosas)

La presión afecta las reacciones químicas en las que intervienen gases.
Cuando se aumenta la presión, el volumen disponible disminuye, las partículas gaseosas quedan más juntas y los choques entre moléculas se vuelven más frecuentes, acelerando la reacción.

Si se reduce la presión, las moléculas se separan, las colisiones son menos frecuentes y la reacción se hace más lenta.

Importante:

• La presión solo influye significativamente en sistemas gaseosos.

• En líquidos o sólidos, las partículas ya están muy juntas y la presión apenas altera su comportamiento.

Ejemplos

1. Síntesis del amoníaco (proceso Haber-Bosch):

   • Reacción:

     N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)

   • En este proceso, se aplica una presión de 150 a 200 atmósferas para favorecer la formación de amoníaco, ya que el producto ocupa menos volumen gaseoso que los reactivos.

2. Cocción en olla de presión:

   • Dentro de una olla a presión, el vapor no escapa y la presión interna aumenta.

   • Esto eleva el punto de ebullición del agua (de 100°C a unos 120°C), haciendo que las reacciones químicas de cocción sean más rápidas.

3. Combustión en motores:

   • Antes de la chispa, la mezcla de aire y combustible se comprime, aumentando la presión y facilitando una combustión más rápida y completa.

4. Carbonatación de bebidas:

   • Las bebidas gaseosas se preparan disolviendo CO₂ a alta presión.

   • Cuando se abre la botella, la presión disminuye, y el gas escapa rápidamente formando burbujas (una liberación acelerada de gas por el cambio de presión).

En sistemas gaseosos:
Mayor presión → moléculas más juntas → más choques → reacción más rápida.
Menor presión → moléculas separadas → menos choques → reacción más lenta.

Comparativo

Relación entre los tres factores

• En una reacción gaseosa, si se aumenta la temperatura y la presión, los efectos se suman y la reacción se vuelve muy rápida.

• En una reacción acuosa, la temperatura y concentración son los factores clave.

• En la industria química, controlar estos factores permite optimizar procesos, ahorrar energía y evitar explosiones o pérdidas de producto.