2.12 : Predecir los resultados de las reacciones

La cinética describe la velocidad y el camino por el cual ocurre una reacción. Por el contrario, la termodinámica se ocupa de funciones de estado y describe las propiedades, el comportamiento y los componentes de un sistema. No le preocupa el camino seguido por el proceso y no puede abordar la velocidad a la que se produce una reacción. Aunque proporciona información sobre lo que puede suceder durante un proceso de reacción, no describe los pasos detallados de lo que aparece a nivel atómico o molecular. Por otro lado, la cinética proporciona información a nivel atómico o molecular. En resumen, la termodinámica se centra en la energía de los productos y los reactivos, mientras que la cinética se centra en el camino de los reactivos a los productos. Los procesos industriales en los que el valor de ΔG es negativo y el valor correspondiente de K es mayor que uno son demasiado lentos para ser económicamente rentables. En tales casos, se puede hacer que una reacción termodinámicamente no espontánea ocurra espontáneamente cambiando las condiciones de reacción, como variando la presión o la temperatura, suministrando una fuente externa de energía en forma de electricidad, etc.

Los átomos, moléculas o iones deben chocar antes de que puedan reaccionar entre sí. Los átomos deben estar muy juntos para formar enlaces químicos. Esta premisa es la base de una teoría que explica muchas observaciones sobre la cinética química, incluidos los factores que afectan a las velocidades de reacción. La teoría de la colisión se basa en los postulados de que (1) la velocidad de reacción es proporcional a la velocidad de las colisiones de los reactivos, (2) las especies reaccionantes chocan en una orientación que permite el contacto entre los átomos que se unen en el producto, y (3) la colisión ocurre con la energía adecuada para permitir la penetración mutua de las capas de valencia de las especies que reaccionan para que los electrones puedan reorganizarse y formar nuevos enlaces (y nuevas especies químicas). Cuando las especies reactivas chocan con la orientación correcta y con suficiente energía de activación, se combinan para formar una especie inestable llamada complejo activado o estado de transición. Estas especies tienen una vida corta y normalmente no son detectables por la mayoría de los instrumentos analíticos. En algunos casos, las mediciones espectrales sofisticadas pueden observar estados de transición. La teoría de la colisión explica por qué la mayoría de las velocidades de reacción aumentan a medida que aumenta la temperatura; con un aumento de temperatura, aumenta la frecuencia de colisiones. Más colisiones significan una velocidad de reacción más rápida, suponiendo que la energía de las colisiones sea adecuada.