Teoria de colisão: sistemas, energias, exemplos - Ciência - 2023

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o teoria da colisão explica as taxas de reações químicas de uma perspectiva puramente molecular. Portanto, está muito próximo da cinética química. Em vez de abordar as velocidades em termos de concentrações, ele o faz em função das frequências de colisão.

Ao falar sobre colisões, a imagem de bolas de bilhar batendo umas nas outras na mesa pode vir à mente. No entanto, as moléculas, embora essa teoria presuma que suas formas sejam esféricas, não se comportam de maneira semelhante. As colisões moleculares diferem de várias maneiras, espaciais e energéticas.

Essa teoria, embora possa ser matematicamente complexa e apresentar variações consideráveis em relação aos resultados experimentais, oferece um quadro de interpretações visíveis e sem aspectos abstratos.

Embora seja aplicado a sistemas gasosos ou soluções muito diluídas, seus princípios podem ser estendidos a qualquer reação e meio físico.

Condições para a ocorrência de reações

De acordo com a teoria da colisão, existem três condições para que as reações ocorram:

As espécies químicas (íons, moléculas, radicais, etc.) devem colidir com eficiência.
Eles devem carregar energia suficiente para quebrar seus laços.
Além disso, a segmentação de impacto deve ser muito específica.

Colisões moleculares

As colisões moleculares compartilham algo em comum com as macroscópicas: ocorrem predominantemente entre duas espécies ou corpos. Duas bolas de bilhar colidem uma com a outra, como uma bola de futebol contra a parede, ou dois projéteis no ar. Ou seja, as colisões no que diz respeito à química e suas reações tendem a ser bimoleculares.

As moléculas não são estacionárias, mas sim movem-se e rodam no espaço à sua volta. Ao fazer isso, supõe-se que eles desenhem uma espécie de círculo chamado seção transversal, sobre o qual existe a probabilidade de que outra molécula colida. Da mesma forma, a teoria considera que as moléculas são esféricas para simplificar os modelos matemáticos.

Duas moléculas, hipoteticamente esféricas, podem colidir sem nenhum problema, mesmo quando não há reação química. Mas não acontece da mesma forma quando se trata de três, quatro ou mais moléculas.

Quanto mais espécies devem colidir para criar um produto, mais improvável se torna o fenômeno. Isso é explicado visualmente, tentando fazer três bolas ou projéteis colidirem ao mesmo tempo. Portanto, as colisões bimoleculares são de longe as mais comuns.

Sistemas

A teoria da colisão só é válida para sistemas ou fases gasosas. Isso ocorre porque os gases apresentam um comportamento que pode ser bem descrito por sua cinética.

Para fases líquidas ou soluções muito diluídas, as espécies reativas são encerradas em uma gaiola de moléculas de solvente, com as quais também colidem. Isso muda o quadro, já que as reações agora dependem não apenas das frequências das colisões, mas também da difusão das moléculas reagentes pelo meio.

Energias de colisão

As moléculas podem colidir lenta ou muito rapidamente. Isso depende de quão grande é sua energia, que por sua vez varia significativamente com a temperatura. Quanto mais forte a colisão, aumenta a probabilidade de uma reação química, pois essa energia pode quebrar as ligações necessárias para formar novas.

Esta energia é conhecida como energia de ativação, E_PARA, e é característico de todas as reações químicas. Quando a temperatura é aumentada, a média das moléculas pode ser igual ou superior a E_PARA, então o número de colisões efetivas e, portanto, os produtos formados aumentam.

Na presença de um catalisador E_PARA diminui, pois fornece superfícies e meios eletrônicos que beneficiam as colisões. Resultado: a velocidade da reação aumenta, sem a necessidade de aumentar a temperatura ou adicionar outros reagentes.

Fator estérico

As espécies químicas efetivamente colidem para reagir, esta teoria prediz a rapidez com que suas reações serão. No entanto, experimentos têm mostrado que quanto mais complexas as estruturas dos reagentes, maiores são os desvios ou diferenças entre as velocidades teórica e experimental.

Isso ocorre porque as moléculas estão longe de ser esféricas, mas possuem todos os tipos de geometrias espacialmente. É aqui que entra o fator estérico, ρ, que visa corrigir as taxas de reação para que as previsões da teoria estejam mais de acordo com os resultados experimentais.

Exemplos de reações

Reação bimolecular

A seguinte reação:

N₂O + NO → N₂ + NÃO₂

É comumente usado para explicar o que significa um direcionamento eficaz em colisões moleculares.

A molécula N₂O, óxido de dinitrogênio, não reagirá com NO, óxido nítrico, a menos que durante a colisão o átomo de oxigênio (círculo vermelho) de N₂Ou colide diretamente com o átomo de nitrogênio (círculo azul) de NO. Somente desta forma os produtos N serão originados₂ e não₂; caso contrário, as moléculas N₂Ou e eles NÃO saltarão sem reagir.

Este é um exemplo de uma colisão bimolecular para uma reação elementar bimolecular. Mesmo que os reagentes tenham energia suficiente para quebrar as ligações, se a orientação não estiver correta, não haverá reação química.

Reação unimolecular

As colisões moleculares também podem intervir em uma reação elementar unimolecular, mesmo quando apenas uma espécie sofre a transformação ou a quebra de suas ligações.

Considere, por exemplo, a isomerização do ciclobutano para dar uma mistura de butenos. À medida que a temperatura aumenta, as moléculas de ciclobutano vibram em frequências mais altas e colidem com o aumento da força. Os produtos, no entanto, demonstram que duas moléculas de ciclobutano não reagem uma com a outra porque, de outra forma, produziriam um composto com oito carbonos.

No meio pode haver impurezas (círculo verde), que também colidem com o ciclobutano, especificamente em qualquer uma de suas ligações C-C. Podem ser gases nobres ou pequenas moléculas reativas como o nitrogênio.

Chegará um momento em que a impureza colidirá com energia suficiente para quebrar uma das ligações C-C no ciclobutano. E então, sua molécula buscará se reorganizar e dará origem a um buteno, reconhecível por sua ligação dupla e sua estrutura de cadeia reta.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Glasstone. (1970). Tratado Físico-Químico. Aguilar S. A. de Ediciones, Juan Bravo, 38, Madrid (Espanha).
Walter J. Moore. (1962). Química Física. (Quarta edição). Longmans.
Wikipedia. (2020). Teoria da colisão. Recuperado de: en.wikipedia.org
Os editores da Encyclopaedia Britannica. (2020). Teoria da colisão. Encyclopaedia Britannica. Recuperado de: britannica.com
Clark Jim. (2018). A teoria de colisão das taxas de reação. Recuperado de: chemguide.co.uk
Lawson P. e Lower S. (18 de maio de 2020). A Teoria da Colisão. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org