TEORIA DAS COLISÕES

Sabemos que as partículas de uma substância química possuem energia própria que faz com que elas fiquem em movimento. Tal movimento dá origem à colisão, e a partir dessa colisão pode ocorrer a reação.

No entanto, uma colisão nem sempre é suficiente para que ocorra uma reação. Experiências mostram que, em determinadas reações, o número de colisões por segundo atinge 1 milhão, porém a maioria dessas colisões não são efetivas, pois as partículas que entram em choque possuem uma quantidade de energia insuficiente para que as ligações sejam rompidas nos reagentes e formadas as novas ligações nos produtos.

Portanto, para que ocorra uma reação é necessário um mínimo de energia. Quando há colisões entre partículas que não possuem esse mínimo, estes se tornam inúteis, já quando as colisões ocorrem entre partículas que possuem pelo menos esse mínimo ou mais, tais colisões são eficientes e a reação tem condição de acontecer.

OU

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

URL da imagem http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/index_clip_image070.jpg

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 URL da imagem http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/index_clip_image072.jpg

Observe que 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