Teoria das Colisões

Teoria das Colisões e Complexo Ativado
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.
Para que uma reação aconteça, os átomos das moléculas precisam se chocarem umas nas outras. E quanto mais colisões com energia e geometria houver, maior velocidade da reação. Portanto as colisões entre as partículas dos reagentes devem ter orientação adequada além de energia para que as ligações entre essas partículas se quebrem e/ou se formem.
A energia mínima necessária para que ocorra a reação é chamada de ENERGIA DE ATIVAÇÃO. E os choques eficazes entre os reagentes que são capazes de originar produtos, são denominados COLISÕES EFETIVAS.
No choque efetivo as moléculas absorvem a quantidade de energia mínima necessária (energia de ativação) para a formação do complexo ativado, ou seja, um estado intermediário (estado de transição) entre os reagentes e os produtos. Nessa estrutura, as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as dos produtos estão sendo formadas.

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.