TEORIA DAS COLISÕES

Acima foi dito que para uma reacção química ocorrer é necessário haver contacto entre as partículas reagentes mas um simples contacto não é suficiente para que a reacção ocorra, por isso deve haver também uma tendência natural das partículas reagentes reagirem, ou seja, deve haver também a afinidade química. Contudo, o contacto e a afinidade química por si só não explicam a ocorrência das reacções, e é fácil perceber isso com base no seguinte exemplo:

No nosso dia-a-dia, é comum usarmos carvão vegetal para cozinhar. Geralmente, colocamos o carvão no fogão mas o simples facto de levar o carvão e colocá-lo no fogão não fará com que o carvão comece a queimar (entre em combustão). É certo que o carvão estando no fogão ele está sim em contacto com o oxigénio do ar e entre o carvão e o oxigénio do ar existe sim uma afinidade química. Ora, se há contacto e afinidade química por que então essa reacção não ocorre ? É aí onde surge a Teoria das Colisões para explicar como as reacções químicas ocorrem, que factores são necessários para que ocorra uma reacção química. 

De acordo com a Teoria das Colisões, “para uma reacção química ocorrer as partículas reagentes devem colidir entre si com orientação espacial adequada e com energia suficiente”.

Para explicarmos esta teoria vamos considerar a reacção entre o Hidrogénio e Iodo para formar o Iodeto de Hidrogénio que ocorre num recipiente fechado a uma dada Temperatura. A equação da reacção é:

H_2(g) + I_2(g) →  2HI_(g)

Portanto, segundo a Teoria das Colisões para ocorrer uma reacção é preciso que as partículas reagentes colidam entre si, pois só assim as ligações entre os reagentes podem ser quebradas e as ligações entre os produtos podem ser formadas. Entretanto, percebemos aqui que não é qualquer tipo de colisão que vai resultar numa reacção química. As partículas reagentes até podem colidir entre si mas se essa colisão não for bem orientada, ou seja, frontal, com geometria favorável então essa colisão não irá resultar numa reacção e a este tipo de colisão denominamos de colisão não eficaz ou não efectiva. Para uma melhor compreensão observe:

Percebam que nos exemplos acima, os reagentes H₂ e I₂ colidem entre si, porém, como a colisão não é bem orientada, ou seja, não ocorre com orientação ou geometria favorável então não ocorre a reacção e é por isso que no fim voltamos a ter a H₂ e I₂.

Por outro lado, se a colisão entre as partículas reagentes for bem orientada, ou seja, ocorrer numa orientação (geometria) favorável então resultará numa reacção química e a este tipo de colisão denominamos de colisão eficaz ou efectiva. Observe:

E agora vemos que as partículas reagentes (H₂ e I₂) colidem entre si numa orientação ou geometria favorável, ou seja, elas “se acertam em cheio”, “frente a frente” e é por isso que esta colisão resulta na formação de duas moléculas de HI, portanto, a reacção ocorre.

Entretanto, não só deve haver colisão eficaz ou efectiva entre as partículas reagentes para que a reacção ocorra. Até porque sabemos que as moléculas possuem uma energia própria que as possibilitam estarem em constante movimento, a chamada energia cinética. Devido a esta energia as moléculas de H₂ e I₂ se imaginarmos estarem no recipiente fechado, elas vão se movimentando e colidindo umas com as outras, inclusive podem até colidir numa orientação favorável no entanto, essas colisões não chegam a resultar numa reacção, isto porque a energia envolvida nessas colisões não é suficiente o possível para permitir que as ligações entre os reagentes se rompam e as ligações entre os produtos se formem. E é justamente por isso que a Teoria das Colisões diz ainda que a colisão bem orientada (colisão eficaz) ela deve ocorrer com energia suficiente, ou seja, as partículas reagentes devem possuir uma energia igual ou maior que a energia mínima denominada de energia de activação (Ea).

Complexo activado e Energia de activação

Como acabamos de dizer, apenas as moléculas dotadas de energia suficiente (energia de activação) conseguem ao se aproximar com orientação ou geometria favorável sofrer colisões efectivas ou eficazes. Portanto, a energia de activação é a menor quantidade de energia (energia mínima) que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo activado e, consequentemente, para a ocorrência da reacção.

No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada, complexo activado.

Complexo activado

É um estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).

O complexo activado é formado quando se atinge a energia de activação. Possui entalpia maior que a dos reagentes e dos produtos, por isso é muito instável devido à sua alta energia e decompõe-se quase instantâneamente nos produtos da reacção. Assim, para a reacção entre o Iodo e o Hidrogénio: H_2(g) + I_2(g) →  2HI_(g) podemos representar:

No prática, o que acontece no estado de transição, é que as ligações entre os reagentes começam a se quebrar e ao mesmo tempo as ligações entre os produtos começam a se formar, portanto, neste estado, podemos dizer que “não temos reagentes e nem produtos”, porque tudo  acontece em simultâneo. 

Assim podemos representar: H_2(g) + I_2(g) →  2HI_(g):

Deste modo, pode-se concluir que segundo a Teoria das Colisões, a velocidade da reacção depende:

• Da frequência dos choques (colisões) entre as moléculas – um maior número de choques por segundo implicará um maior número de moléculas a reagir e, consequentemente, maior velocidade da reacção.

De facto isso é verdade, por uma razão bem simples, se há maior número de moléculas a reagirem, isso aumenta a probabilidade de ocorrência de colisões efectivas e, consequentemente,  aumenta a velocidade da reacção;

• Energia dos choques – uma colisão eficaz tem maior probabilidade de provocar a reacção química entre as moléculas do que uma simples colisão não eficaz.
• Orientação apropriada das moléculas no instante do choque – uma colisão frontal (choque de frente) será mais eficaz do que um choque de raspão (colisão não frontal)

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