Cinética química (continuação)

Teoria das colisões

Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento, gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química.

Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação.  Há dois tipos de colisões:

- horizontal – colisão mais lenta
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva

Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:

Colisão horizontal

Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.

Colisão vertical

Observe que a molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade.  Em seguida, se chocam violentamente, formando duas moléculas de HCl que se afastam logo.

A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.

O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição, onde há um alto valor de energia envolvido. O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.

  

Como referenciar: "Teoria das colisões" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2020. Consultado em 09/08/2020 às 07:39. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p3.php

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