5.- Teorias tecnicas

5.1 Teoría de colisiones

Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí, y por lo tanto:

“La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.”

De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo mismo, su constante cinética) por ejemplo Cl₂ y H₂, para dar cloruro de hidrógeno, en un segundo se pueden producir del orden de 10³⁰ colisiones. Las moléculas de Cl₂ y H₂ son gases, se están moviendo constantemente de forma caótica por el recipiente y es normal que se crucen sus trayectorias aleatorias y choquen. Pero si los 10³⁰colisiones en un segundo diesen lugar a HCl, la reacción se completaría en tan solo una fracción de segundo inapreciable, algo que no sucede en la realidad. Y no sucede porque, como decimos, muchos choques no son eficaces, no conducen a la formación de productos.

5.2 Teoría del complejo activado

La Teoría del Complejo Activado o Teoría del Estado de transición para explicar a nivel molecular cómo transcurren las reacciones químicas. En dicha teoría se postula que cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación y dan lugar a un estado intermedio transitorio, denominado Estado de Transición. Dicho Estado de Transición es de muy alta energía y muy corta duración, y en el mismo se forma una estructura transitoria de máxima energía que se denomina Complejo Activado (formado por todos los átomos implicados en la reacción).