TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO Y TEORÍA DE LAS COLISIONES La teoría del complejo activado y la teoría de colisiones permiten explicar la interacción entre los reactantes de una reacción para formar productos. Cada una estas teorías se explican brevemente a continuación. Teoría del complejo activado Según esta teoría, cuando los reactantes se aproximan se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, muy inestable y por tanto de corta duración, que se denomina complejo activado. La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se llama energía de activación (Ea).
Figura 1. Diagrama de energía para una reacción exergónica. Los reactantes A y B, absorben energía para formar el complejo activado, a través de la energía de activación. Este complejo activado representa el estado intermedio de la reacción, donde los productos comienzan a formarse. La reacción es espontánea.
En la figura 2 se muestra el diagrama de energía para una reacción endergónica cualquiera:
Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción. La magnitud de la energía de activación de una reacción química determina la velocidad de ésta; si la energía de activación es muy alta, la reacción ocurre en un largo período de tiempo; si esta energía es baja, los reactantes pueden alcanzarla fácilmente acelerando la reacción. De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, a la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en endergónicas, si se requiere energía y exergónicas, si se libera (cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominan endotérmicas y exotérmicas respectivamente).
Figura 2. En una reacción endergónica, se debe añadir energía para obtener los productos, ya que éstos tienen mayor energía que los reactantes, por lo que la reacción no es espontánea.
En el diagrama se observa que la energía para los reactantes es menor que la energía de los productos, y por lo tanto el sistema absorbe energía. El complejo activado es el estado intermedio entre reactantes y productos, en un máximo de energía.
Para representar estos procesos se utilizan diagramas de energía, que dan cuenta de la cantidad de energía en función del avance de una reacción.
Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porque aumenta la dificultad para que el proceso suceda.
En la figura 1 se muestra el diagrama de energía para una reacción exergónica cualquiera:
Cuanto menor es la energía de activación, menor es la barrera de energía, habrá más colisiones efectivas y por lo tanto una reacción más rápida.
En este diagrama se observa que la energía de los reactantes (A + B) es mayor que la energía de los productos (C + D); entre ellos existe un máximo de energía que corresponde a la formación del complejo activado, que luego de liberar parte de la energía de activación decae a producto.
La energía de activación varía de acuerdo con el tipo de reacción química.
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