Teoria das colisões

Taxa de reação tende a aumentar com a concentração - um fenômeno explicado pela teoria das colisões.

A teoria das colisões, proposta por Max Trautz e William Lewis em 1916 e 1918, qualitativamente explica como reações químicas ocorrem e por que taxas de reação diferem para diferentes reações.

Esta teoria é baseada na ideia que partículas reagentes devem colidir para uma reação ocorrer, mas somente uma certa fração do total de colisões tem a energia para conectar-se efetivamente e causar a transformação dos reagentes em produtos. Isto é porque somente uma porção das moléculas tem energia suficiente e a orientação adequada (ou ângulo") no momento do impacto para quebrar quaisquer ligações existentes e formar novas. A quantidade mínima de energia necessária para isto ocorrer é conhecida como energia de ativação.

Partículas de diferentes elementos reagem com outras por apresentar energia de ativação com que acertam as outras. Se os elementos reagem com outros, a colisão é chamada de sucesso, mas se a concentração de ao menos um dos elementos é muito baixa, haverá menos partículas para outros elementos reagirem com aqueles e a reação irá ocorrer muito mais lentamente. Com a temperatura aumentando, a energia cinética média e velocidade das moléculas aumenta mas isto é pouco significativo no aumento do número de colisões. A taxa da reação aumenta com a diminuição da temperatura porque uma maior fração das colisões ultrapassa a energia de ativação. A teoria das colisões está intimamente relacionada com a cinética química

A taxa de velocidade para uma reação elementar bimolecular de um gás em fase gasosa A + B → PRODUTO, prevista pela teoria das colisões é dependente da frequência de colisões entre A e B (Z), da fração de moléculas com energia igual ou maior que energia de ativação (f) e com a fração de colisões geometricamente eficientes, ou fator estérico (P).

Assim, pelo modelo cinético dos gases temos [1]:

Z = N_AV² [A][B]σ(8kT/πμ)^1/2

onde:

• N_AV é o número de Avogadro (6,02 .10²³ )
• [A] e [B] são as concentrações molares de A e B em mol/m³.
• σ é a seção eficaz de colisão em m² ( σ = πd² , onde d é o diâmetro de choque de duas esferas de raios r_A+ r_B , d= r_A+ r_B).
• k é a constante de Boltzmann (1,38×10^-23 .J.K⁻¹ ).
• T é temperatura absoluta (em K).
• μ é massa relativa em Kg das moléculas (μ = (m_A .m_B)/ (m_{A +}m_B ) )

E pela lei de distribuição de Maxwell-Boltzmann, temos:

f= e^-Ea/RT

onde:

• Ea é a energia de ativação em J/mol.
• R é a contante dos gases (8,314 J.K⁻¹mol⁻¹).

Para usarmos na equação de lei de velocidade, temos que dividir f pelo número de Avogadro para obter a fração de "mols" com energia mínima. Portanto:

f= e^-Ea/RT/N_AV

Assim, a velocidade de uma reação química elementar bimolecular na fase gasosa é:

v = Z. f . P

Portanto:

v = P N_AV σ(8kT/πμ)^1/2.e^-Ea/RT[A][B]

Considerando que = k [A][B], temos que a constante da reação seja:

k = P N_AV σ(8kT/πμ)^1/2.e^-Ea/RT (unidade: mol⋅m⁻³⋅s⁻¹ , para passar para mol⋅L⁻¹⋅s⁻¹, deve-se multiplicar 1000)

O fator estérico é igual a 1 se considerar que todas as reações são eficazes. Caso contrário, P < 1 (especialmente em reações em fase gasosa). Em reações em fase aquosa, P pode ser superior a 1 se houver o caso de colisões em "gaiola" (múltiplas colisões em um único encontro).