Quais são os tipos de colisões entre as moléculas que existe?

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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.

Referências:
http://www.quimica.ufpb.br/monitoria/Disciplinas/Cinetica_quimica/material/Cinetica_Quimica_Aula_4.pdf
http://www.geocities.ws/ramos.bruno/academic/arrhenius.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Teoria_das_colis%C3%B5es

Texto originalmente publicado em https://www.infoescola.com/quimica/teoria-das-colisoes/

A Teorica das Colisões explica a rapidez com que ocorrem as reações químicas baseando-se na colisão entre as moléculas dos reagentes.

Para que uma reação química ocorra é necessário que haja colisão entre as moléculas. Assim, as ligações químicas se rompem e novas ligações são estabelecidas, formando novas substâncias. Na aula de hoje, você entenderá um pouco mais sobre esse processo por meio do estudo da teoria das colisões.

As reações químicas

As reações químicas são rearranjos de átomos ocorridos por meio da quebra de ligações químicas das substâncias. Em seguida, novas ligações se originam, e consequentemente, novas moléculas se formam. Podemos comprovar a sua ocorrência pela liberação de gás, de luz, formação de precipitado, mudanças na coloração e na temperatura da reação.

Para que uma ligação se rompa em uma reação química, é preciso fornecer energia à reação. Enquanto isso, para formar uma nova ligação deve-se liberar energia.

Sendo assim, as reações químicas liberam ou absorvem energia do ambiente para que seus componentes possam interagir e formar novos compostos.

Para que uma reação possa ocorrer há a necessidade de contato com orientação adequada entre as moléculas dos reagentes, com um mínimo de energia. Assim, por meio de choques, suas ligações são quebradas e formam-se as novas ligações das moléculas dos produtos.

Há também a necessidade de afinidade química entre os reagentes da reação, ou seja, eles precisam reagir entre si para formar novos produtos. Podemos dizer que quanto maior for a afinidade química entre as substâncias, maior será a velocidade dessa reação.

Por último, quando as moléculas dos reagentes começam a reagir, devem bater umas nas outras. Isso provoca a ruptura de suas ligações, formando tanto novas ligações quanto novas moléculas. Portanto, quanto maior a quantidade de choques efetivos entre as moléculas, maior será a velocidade dessa reação química.

Assim, para que ocorra uma reação química, são necessários os seguintes fatores:

• Afinidade entre os reagentes;
• Energia suficiente para a quebra das ligações;
• Choques entre suas moléculas.

A energia necessária para que uma reação ocorra é denominada energia de ativação. Ela propicia o choque entre as moléculas dos reagentes, quebrando suas ligações e formando os produtos da reação. Ela começa nos reagentes e se estende até a formação do complexo ativado.

Teoria das Colisões

A Teoria das Colisões foi proposta por Max Trauts e William Lewis em 1916 e 1918. Ela explica a rapidez com que ocorrem as reações baseando-se na colisão entre as moléculas dos reagentes. Essas moléculas iniciais se separam utilizando a energia de ativação para, em seguida, formarem as novas ligações das moléculas dos produtos.

Segundo a Teoria das Colisões, as partículas das moléculas estão em movimento constante e colidem sempre entre si. Entretanto, somente uma pequena parcela dessas colisões será efetiva e formará uma reação química.

Colisões efetivas e não efetivas

Nas colisões não efetivas, não ocorre a quebra das ligações dos reagentes, pois não há interação entre os átomos. Nesses casos não ocorre a reação química, pois as moléculas apresentam uma orientação desfavorável.

Enquanto isso, nas colisões efetivas ocorre a quebra das ligações dos reagentes, formando os produtos. Portanto, ocorre uma reação química. Assim, neste tipo de colisão, as moléculas necessitam de energia para percorrer o caminho da reação, que é a energia de ativação.

No quadro acima estão representados exemplos de colisões entre os átomos das moléculas que podem resultar ou não em uma reação química. Resultando em uma reação química, observamos que as moléculas dos reagentes se separam após colidirem, e depois se atraem formando novos compostos.

Podemos dizer que quanto mais colisões efetivas ocorrem, maior será a velocidade da reação.

No momento da colisão, as ligações dos reagentes são quebradas para que novas ligações sejam formadas, resultando nos produtos da reação. Entre o processo de quebras das ligações dos reagentes e a formação de novas ligações, surge uma estrutura de transição intermediária entre os reagentes e os produtos. Essa estrutura é denominada complexo ativado e permite que a reação continue seu caminho.

O gráfico acima envolve a energia da reação e o caminho da reação. Observe que o complexo ativado é formado quando a energia de ativação atinge seu ponto mais alto.

Reações exotérmicas e endotérmicas

Podemos diferenciar dois tipos de reações químicas:

• Reações exotérmicas: são aquelas que liberam calor para o ambiente, pois a energia presente nos reagentes é maior que a energia dos produtos. Por isso, ocorre uma sobra de energia na reação. Essa energia é liberada na forma de calor.
• Reações endotérmicas: são aquelas que absorvem calor do ambiente, sendo que esse calor é incorporado para que a reação química possa acontecer. O equilíbrio da reação é deslocado para a formação dos produtos.

Os gráficos acima envolvem a energia dos reagentes e dos produtos. Pelo caminho da reação, verificamos que nas reações exotérmicas os produtos apresentam menos energia do que os reagentes. Assim, sua variação de energia (∆H) é menor do que zero. Para calcularmos o ∆H usamos: Hp – Hr.

Enquanto isso, nas reações endotérmicas, os produtos apresentam mais energia do que os reagentes, sendo sua variação de energia (∆H) maior do que zero. Para calcularmos o ∆H usamos: Hp – Hr.

Pelos gráficos acima, também podemos dizer que quanto maior a energia de ativação, mais lenta é a reação. Isso ocorre porque o alto gasto de energia aumenta a dificuldade da ocorrência de uma reação.

Em contrapartida, quanto menor for a energia de ativação, mais colisões efetivas irão ocorrer, e a reação se torna mais rápida.

Exercícios resolvidos

1- (OSEC-2012) Em uma reação, o complexo ativado:

a) possui mais energia que os reagentes ou os produtos.

b) age como catalisador.

c) sempre forma produtos.

d) é composto estável.

e) possui menos energia que os reagentes ou os produtos.

Resolução: o complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos da reação, altamente instável e muito energético. Portanto, a alternativa correta é a opção “a”.

2- (UnB-Adaptada-2009) Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo.

a) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação.

b) Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação.

c) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação.

d) A velocidade média de uma reação pode ser determinada pela expressão: v = quantidade dos produtos/quantidade dos reagentes

Assinalando V para verdadeiro e F para falso e, lendo de cima para baixo, teremos:

a) V, V, F, F.

b) V, V, V, F.

c) F, V, F, F.

d) V, F, V, F.

e) V, V, V, V.

Resolução: para uma reação ocorrer, deve-se ter orientação adequada e energia suficiente. Dessa forma, a alternativa correta é a opção “a”.

Videoaula

Para finalizar, assista à videoaula a seguir sobre a Teoria das Colisões:

Exercícios sobre a Teoria das Colisões

Mudar a velocidade de uma reação química depende:

I. Do número de colisões entre moléculas na unidade de tempo.

II. Da energia cinética das moléculas que colidem entre si.

III. Da orientação das moléculas na colisão, isto é, da geometria da colisão.

Estão corretas as alternativas:

a) I, II e III.

b) somente I.

c) somente II.

d) somente I e II.

e) somente I e III

Gabarito: a

Considerando o efeito da temperatura nas reações químicas e nas teorias de colisões e no complexo ativado, assinale a opção correta:

a) Quanto menor a energia de ativação, maior será a sensibilidade da constante de velocidade com a temperatura

b) A teoria de colisões em fase gasosa prevê que haverá reação se as moléculas reagentes colidirem com uma determinada orientação e com energia cinética inferior à energia de ativação

c) Um aumento de temperatura não influencia a cinética das reações, com isso, não altera a energia de ativação

d) A teoria do complexo ativado diz que uma reação ocorre quando as moléculas reagentes adquirem energia suficiente para formar o complexo ativado e ultrapassar a barreira de energia de ativação.

As figuras a seguir representam as colisões entre as moléculas reagentes de uma mesma reação em três situações.

Pode-se afirmar que:

a) na situação I, as moléculas reagentes apresentam energia maior que a energia de ativação, mas a geometria da colisão não favorece a formação dos produtos.

b) na situação II, ocorreu uma colisão com geometria favorável e energia suficiente para formar os produtos.

c) na situação III, as moléculas reagentes foram completamente transformadas em produtos.

d) nas situações I e III, ocorreram reações químicas, pois as colisões foram eficazes.

d) nas situações I, II e III, ocorreu a formação do complexo ativado, produzindo novas substâncias.

Gabarito:

1. A
2. D
3. B

Sobre o(a) autor(a):

Texto elaborado por Roseli Prieto, professora de Química e Biologia da rede estadual de São Paulo. Já atuou em diversas escolas públicas e privadas de Santos (SP). É Gestora Ambiental e Especialista em Planejamento e Gestora de cursos a distância.

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