La velocidad de una reacción química depende de muy diversos factores. Por ejemplo:

• Freír patatas requiere menos tiempo que hervirlas, ya que el proceso discurre a más temperatura.
• La ropa se lava mejor con un detergente más concentrado
• La combustión de carbón es más rápida si se pulveriza, tal como se hace en las centrales térmicas.
• Colocando un trocito de miga de pan en un vaso de gaseosa, el desprendimiento de gas es muy rápido.

Así pues, además de la naturaleza de los reactivos, hay otros factores que afectan a la velocidad de un proceso, como son: la temperatura, la concentración de los reactivos, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

• Influencia de la temperatura. Según la teoría cinético-molecular, al aumentar la temperatura aumenta la velocidad y la energía cinética de las moléculas. En consecuencia:
• • Aumenta la frecuencia de los choque entre moléculas.
  • Aumenta el número de moléculas con energía suficiente para dar lugar a colisiones eficaces.

• Influencia de la concentración. La velocidad de una reacción, a escala microscópica, es proporcional al número de colisiones eficaces que tienen lugar. A más colisiones eficaces, más velocidad de reacción.

• Influencia de la superficie de contacto. Al aumentar el área de contacto entre los reactivos, el número de moléculas expuestas a colisiones con otras es superior. El nivel de división es máximo en las sustancias disueltas, por lo que las reacciones suelen ser muy rápida.

 

Catalizadores

 

La velocidad de algunas reacciones aumenta con la adición de pequeñas cantidades de otras sustancias que, por lo general, pueden recuperarse al final del proceso. Tales sustancias se llaman catalizadores

 

Los catalizadores disminuyen la energía de activación (pasa de E_a a E’_a siendo E'_a<E_a), haciendo que la reacción transcurra por etapas intermedias diferentes.

Por ejemplo, la reacción de descomposición térmica del clorato de potasio para obtener oxígeno es difícil de efectuar, incluso calentando fuertemente.

2KClO₃ (s) + Energía → 2KCl (s) + 3O₃ (g)

Pero si se mezcla un poco de MnO₂ antes de calentarlo, el proceso es muy rápido y el MnO₂ se recupera al final prácticamente sin cambio.

 

Catalizadores e industria química

 

La importancia de los catalizadores en la industria química es excepcional. Gran parte de la investigación se centra en encontrar catalizadores para ciertos procesos o, por el contrario, en eliminarlos cuando favorecen reacciones indeseadas, como la corrosión de metales o la caries dental.

Algunos ejemplos de catálisis son:

• La síntesis del amoníaco es una reacción muy lenta, aun cuando discurre a altas presiones y temperaturas. El químico alemán Fritz Haber descubrió que la presencia de hierro finamente dividido acelera el proceso y permite obtener NH₃ a gran escala.
• El V₂O₅ favorece el proceso de oxidación del SO₂ a SO₃, esencial en la obtención de ácido sulfúrico.
• El rodio (Rh) se usa en la producción de HNO₃ por oxidación del NH₃.

Existen sustancias denominadas venenos que inhiben la acción de los catalizadores y causan grandes pérdidas económicas en la industria.

 

Catalizadores biológicos o enzimas

 

El cuerpo humano es un sistema muy complejo de reacciones químicas vinculadas entre sí, y todas deben tener lugar a unas velocidades cuidadosamente reguladas. EStas reacciones requieren catalizadores específicos y eficientes, conocidos como enzimas.

 

Desde el punto de vista químico las enzimas son proteínas con centros activos que actúan como “cerraduras” donde encajan como “llaves” las sustancias que reaccionan (sustrato) y sobre las que actúa la enzima.

Un veneno de la enzima puede bloquear el centro activo o deformarlo, impidiendo que el sustrato encaje bien.