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Introdução teórica: Teoria das colisões: Sabemos que as part[culas 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 nergia insuficiente para que as ligações sejam rompidas nos to view next*ge reagentes e formada ors portanto, para que o re de energia. Quando esse mínimo, estes s rodutos. sario um mlnimo las que não possuem do as colisões ocorrem entre partículas que possuem pelo menos esse mínimo ou mais, tais colisões são eficientes e a reação tem condição de acontecer. Site: http://www. colegioweb. com. br/quimica/teoria-das-colisoes . html TEORIA DAS COLISOES Os átomos das moléc Swipe to víew next page moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando uitas 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 HCI: Colisão Horizontal Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCI. A segunda molécula se formará na segunda colisão. Colisão Vertical Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de C12 com muita velocidade.

Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCI que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCI). 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 nergético em toda a rea PAGFarl(F3 envolvido. nergético em toda a reação química que tem vida curtíssima. Teoria das colisões Pela teoria das colisões, para haver reação é necessário que: • as moléculas dos reagentes colidam entre si; • a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado; • a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação. Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de acordo com as duas últimas condições da teoria a colisão.

O número de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Quanto menor for a energia de ativação de uma reação, maior será sua velocidade. Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação. Regra de Van’t Hoff – Uma elevação de 100C duplica a velocidade de uma reação. Esta é uma regra aproximada e muito limitada. PAGF3ÜF3