Teoría De Las Colisiones

La teoría cinético-molecular de la materia nos dice que los átomos y las moléculas de las distintas sustancias se hallan en continuo movimiento, lo que ocasiona choques constantes entre las partículas.

La teoría de las colisiones propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, cualitativamente explica como las reacciones químicas ocurren y porque las tasas de reacción difieren para diferentes reacciones.

Para que ocurra una reacción química y varíen las velocidades de reacción, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen.

Solo una cierta fracción de las colisiones totales causan un cambio químico; estas son llamadas colisiones exitosas. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación) al momento del impacto para romper los enlaces existentes y formar nuevos enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la concentración de los reactivos y aumentar la temperatura lleva a más colisiones y por tanto a más colisiones exitosas, incrementando la velocidad de la reacción.

MARCO TEÓRICO

TEORÍA DE COLISIÓN

Esta teoría está basada en la idea que partículas reactivas deben colisionar para que una reacción ocurra, pero solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar transformaciones de los reactivos en productos.

Según esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que existan choques entre las moléculas de reactantes que den origen a productos. Estas colisiones deben cumplir las siguientes condiciones:

- Las moléculas de reactantes deben poseer la energía suficiente para que pueda ocurrir el rompimiento de enlaces, un reordenamiento de los átomos y luego la formación de los productos. Si no se dispone de la energía suficiente, las moléculas rebotan sin formar los productos.

- Los choques entre las moléculas deben efectuarse con la debida orientación en los reactantes.

Si el choque entre las moléculas cumple con estas condiciones, se dice que las colisiones son efectivas y ocurre la reacción entre los reactantes; entonces se forman productos.

Cabe destacar que no todas las colisiones entre reactantes son efectivas, por lo tanto no todas originan productos. Sin embargo, mientras más colisiones existan entre reactantes, mayor es la probabilidad de que sean efectivas.

Orientación Positiva Negativa Positiva

Energía Insuficiente Insuficiente Suficiente

Tipo de choque Ineficaz Ineficaz Eficaz

Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces.

En la colisión los tres primeros choques (a, b y c) no tienen la orientación adecuada para producir la reacción. El último choque (d) lleva orientación adecuada para que se produzca la reacción.

A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un complejo activado, que es una sustancia intermedia que se forma, a partir de las moléculas involucradas en un choque efectivo, posteriormente esta sustancia se transformara en producto.

La cantidad mínima de energía necesaria para que esto suceda es conocida como energía de activación.

Partículas de diferentes elementos reaccionan con otras por presentar energía de activación con que aciertan las otras. Si los elementos reaccionan con otros, la colisión es llamada de suceso, pero si la concentración de al menos uno de los elementos es muy baja, habrá menos partículas para otros elementos reaccionar con aquellos y la reacción irá a suceder mucho más lentamente.

La tasa de reacción aumenta con la disminución de la temperatura porque una mayor fracción de las colisiones sobrepasa la energía de activación.

La teoría de las colisiones está íntimamente relacionada a la cinética química.

Los átomos de las moléculas de los reactivos están siempre en movimiento, generando muchas colisiones (choques). Parte de estas colisiones aumentan la velocidad de reacción química. Cuantos más choques con energía y geometría adecuada exista, mayor la velocidad de la reacción.

Hay dos tipos de colisiones:

 Horizontal – Colisión más lenta

 Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva

Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas.

Colisión Horizontal:

Luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.

Colisión Vertical

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