teoria das colisões

TEORIA DAS COLISÕES
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

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

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 moléculas de HCl). 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 energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO(Eat)
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida.

Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.
Onde:

Endotérmico

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif
Exotérmico

Fonte: