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Energía de activación, ecuación de Arrhenius y órdenes de reacción — qué controla la velocidad de las reacciones con visualizaciones interactivas.
El estado de transición (complejo activado) es el punto de energía máxima que los reactivos deben superar. El catalizador ofrece una ruta alternativa con menor barrera.
Relaciona la constante de velocidad k con la temperatura T y la energía de activación Ea
El orden determina cómo varía la velocidad al cambiar la concentración del reactivo. Cada orden tiene una forma característica de curva de concentración vs. tiempo.
[A] = [A]₀ − k·t
[A] = [A]₀ · e−kt
1/[A] = 1/[A]₀ + k·t
Cinco variables que determinan cuántas colisiones moleculares eficaces ocurren por segundo
Al aumentar la temperatura, las moléculas tienen más energía cinética. Una fracción mayor supera la barrera de activación Ea. Según Arrhenius, la constante k crece exponencialmente con T — no de forma lineal.
A mayor concentración de reactivos, hay más moléculas por unidad de volumen, lo que aumenta la frecuencia de colisiones. Solo las colisiones con orientación y energía correctas producen reacción.
Los catalizadores ofrecen una ruta alternativa de reacción con menor Ea. No se consumen ni alteran el ΔH o ΔG — solo bajan la barrera. Catalizadores heterogéneos (sólido + gas/líquido) y homogéneos (misma fase).
En reacciones heterogéneas (sólido + fluido), la reacción ocurre en la superficie del sólido. Dividir el sólido en partículas menores aumenta drásticamente el área superficial expuesta.
Algunos fotones tienen energía suficiente para excitar moléculas, superando la Ea o generando radicales libres que inician cadenas de reacción. Esto se llama fotocatálisis o fotoquímica.
Energía de activación, Arrhenius y órdenes de reacción explicados visualmente