Teoría del complejo activado. Según la Teoría del Complejo Activado, cuando los reactantes se aproximan se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, alta inestabilidad y por tanto de corta duración, que se denomina complejo activado. La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se llama energía de activación (Ea). Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción. La magnitud de la energía de activación de una reacción química determina la velocidad de ésta; si la energía de activación es muy alta, la reacción ocurre en un largo periodo de tiempo; si esta energía es baja, los reactantes pueden adquirirla fácilmente acelerando la reacción. De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, a la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en endergónicas, si se requiere energía y exergónicas, si se libera. Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicas (ver imagen 8) respectivamente. Para representar estos procesos se utilizan diagramas de energía, que dan cuenta de la cantidad de energía en función del avance de una reacción. 5. Responde: ¿Cómo quedaría la gráfica del comportamiento energético en un tiempo determinado para una reacción en la que se forma agua a partir de \( \mathrm{H}_{2} \) y \( \mathrm{O}_{2} \) gaseoso? Dibújala: Material del estudiante 9 ¿En qué se parecen el equilibrio físico y el equilibrio químico? 6. En los mismos grupos de trabajo, conceptualiza la velocidad de una reacción química, utilizando los términos concentración, tiempo, moléculas y enlaces químicos.

A continuación se presentan respuestas explicativas a cada parte de la consigna: ────────────────────────────── 1. Gráfica del comportamiento energético para la formación de agua (H₂ + O₂ → H₂O) El diagrama de energía típico de esta reacción exergónica y exotérmica presenta lo siguiente: • El eje horizontal representa el avance de la reacción (de reactantes a productos). • El eje vertical representa la energía relativa de los diferentes estados. Pasos a representar gráficamente:  a. Se inicia con los reactantes (H₂ y O₂) en un nivel energético determinado.  b. Para que los reactantes se transformen en productos, deben superar una barrera de energía llamada energía de activación (Ea), alcanzando un estado de máxima energía (complejo activado).  c. Una vez superado ese “montículo”, la energía desciende hasta situarse en un nivel inferior correspondiente a los productos (agua), liberándose así la energía excedente (carácter exotérmico). A modo de dibujo esquemático (se recomienda realizarlo en papel para mayor claridad):    Energía     │     │ • (Complejo activado)     │ /‾‾‾‾‾‾‾‾‾‾‾‾‾     │ /     │ /     │ /     │ •--/-----------     │Reactantes Productos (agua)     │     └────────────────────→ Avance de reacción En este diagrama: – El punto inicial (a la izquierda) representa la energía de H₂ y O₂. – El “montículo” representa la energía de activación, correspondiente al complejo activado. – La caída de la Cima hasta los productos (agua) representa el proceso exotérmico en el que se libera energía. ────────────────────────────── 2. ¿En qué se parecen el equilibrio físico y el equilibrio químico? Ambos equilibrios comparten las siguientes características: • Son estados dinámicos:  – En un equilibrio físico (por ejemplo, entre líquido y vapor de agua) las moléculas se evaporan y se condensan a la vez.  – En un equilibrio químico, las reacciones directas e inversas ocurren simultáneamente a la misma velocidad, de manera que las concentraciones de reactantes y productos permanecen constantes en el tiempo. • No se detienen los procesos internos:  – Existe un balance dinámico donde, aunque a nivel macroscópico no se perciben cambios, a nivel molecular las transformaciones continúan ocurriendo en ambas direcciones. • Se alcanza un estado de “constancia” o estabilidad macroscópica, a pesar de ser sistemas en constante actividad a nivel microscópico. ────────────────────────────── 3. Conceptualización de la velocidad de una reacción química utilizando concentración, tiempo, moléculas y enlaces químicos La velocidad de una reacción química se puede definir como la medida de la rapidez con la que los reactantes se transforman en productos. Esto implica: • Conocimiento de la concentración:  – A mayor concentración de reactantes, se incrementa la probabilidad de colisiones efectivas entre moléculas, lo que suele acelerar la reacción.  – La variación de las concentraciones de reactantes y productos a lo largo del tiempo es un indicador de la velocidad de la reacción. • Tiempo:  – La velocidad se expresa generalmente en términos de cambio de concentración respecto al tiempo (por ejemplo, moles por litro por segundo).  – Un corto intervalo de tiempo para cambiar significativamente las concentraciones indica una reacción rápida. • Moléculas:  – Las colisiones entre moléculas son necesarias para que se rompan los enlaces del reactante.  – Cuantas más colisiones efectivas (con la orientación y energía adecuada), mayor será la tasa a la que se forman nuevos enlaces y se escinden los antiguos. • Enlaces químicos:  – La velocidad de reacción dependerá de lo “fuertes” que sean los enlaces en los reactantes y cuánta energía se requiera para romperlos y formar otros nuevos.  – La formación de nuevos enlaces en los productos significa que se ha superado la barrera energética (energía de activación), facilitada en ocasiones por catalizadores o condiciones de reacción adecuadas. En resumen, la velocidad de una reacción química está determinada por la frecuencia y efectividad de las colisiones entre moléculas (influenciadas por su concentración y naturaleza de los enlaces), y se refleja en el cambio de concentraciones a lo largo del tiempo. ────────────────────────────── Estos conceptos conforman la base para entender cómo y por qué ocurren las reacciones químicas a diferentes velocidades, y cómo la energía entra en juego en esos procesos.