2º Bachillerato
Cinética Química
Autor: Ángel Velasco Orellana. Adaptador a Descartes-JS: Enric Ripoll i Mira
 Cinética Química 
Teoría del complejo activado

Una modificación de la teoría de colisiones fue enunciada por H. Eyring en 1835, que completa la anterior teoría. Esta modificación se conoce como teoría del estado de transición o del complejo activado.

Según esta teoría la reacción transcurre a través de un intermedio, complejo activado, formado por moléculas que han chocado y en el que algunos enlaces se han relajado y se han empezado a formar otros. En este estado la energía del complejo es elevada, por lo que es inestable, y rápidamente se descompone formando los productos de reacción.

Energía de activaciónLa formación del complejo activado supone que hay que remontar una barrera energética para que la reacción transcurra. La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama energía de activación. Si la energía de activación es baja habrá muchas moléculas que superen esta barrera y la reacción será rápida.

Por otra parte, aunque la reacción sea exotérmica, si la energía de activación es alta, habría muy pocas moléculas que las superen y es necesario dar a los reactivos una cantidad de energía mínima para que la reacción se inicie. Una vez iniciada el calor de reacción es suficiente para mantener la reacción.

Velocidad de las reacciones químicas
Concepto de velocidad
Ecuación de velocidad
Mecanismo de reacción
Mecanismo de reacción
Reaciones con una etapa
Reacciones con varias etapas
Teorías de reacciones químicas
Teoría de colisiones
Teoría del complejo activado
Energía de activación
Factores que influyen en la velocidad
Efecto de la temperatura
Efecto de la concentración y presión
Efecto de la superficie de contacto
Efecto de la naturaleza de las sustancias
Catálisis
Catálisis homogénea
Catálisis heterogénea
Catálisis enzimática
Reacciones catalíticas de interés
Autoevaluación
Velocidad
Teorías
Factores
Comprueba lo que sabes