Teoria das Colisões

Proposta pelos químicos Max Trautz e William Lewis no ínicio do século XX, a Teoria das Colisões defende que, para que ocorra uma reação química, as moléculas reagentes devem ser postas em contato por meio de uma colisão. Tal teoria se aplica a reações que ocorrem em fase gasosa.

A colisão das partículas, também chamado de choque efetivo, deve ser bem orientada, permitindo uma perfeita interação entre as mesmas. Mas, nem sempre, a colisão por si só é o bastante para desencadear a reação, é preciso, ainda, que as partículas postas em choque tenham uma quantidade mínima de energia para romper as ligações químicas  já existentes e formar novas substâncias. Existem situações em que milhões de colisões acontecem, mas, como a quantidade de energia é insuficiente, não há uma reação química. Essa quantidade mínima de energia é denominada energia de ativação.

No dado instante em que ocorre o choque efetivo é formada uma estrutura chamada complexo ativado. Trata-se de uma fase de transição, em que, já existe uma interação entre os reagentes, porém, os produtos ainda não foram formados. A energia de ativação é necessária para originar o complexo ativado, logo, se não houver a formação dessa espécie química a reação também não ocorre.

De acordo com a teoria das colisões, quanto maior for a frequência de choques efetivos, maior é a velocidade da reação. Isso porque, um número maior de colisões aumenta a probabilidade de formação do complexo ativado, que, por sua vez, permite que ocorra a reação.

A velocidade da reação depende, também, da quantidade de energia de ativação. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação, pois, essa “barreira” muito grande de energia dificultará a formação do complexo ativado. Por outro, se a energia de ativação é baixa, maior será o número de choques efetivos e mais rápida será a reação química.

É comum haver alguma confusão entre a teoria das colisões e a teoria do complexo ativado. Essas teorias compartilham diversos conceitos, no entanto, a primeira se aplica a reações em estado gasoso, ao passo que a segunda é proposta para reações tanto em estado gasoso quanto em soluções. Ambas foram elaboradas a fim de facilitar a compreensão dos parâmetros de Arrehenius.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/teoria-das-colisoes/