Teoría de colisión

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, que explica que la velocidad de una reacción química es función del número de choques que se efectúan entre las moléculas de reactivos con determinada energía. Para que una reacción ocurra las partículas reaccionantes deben colisionar.

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.

En la teoría de las colisiones se considera que dos partículas A y B colisionarán si sus núcleos se aproximan más cerca de cierta distancia. El área alrededor de una molécula A en la cual se puede colisionar con una molécula B que se aproxima es llamada la sección eficaz (o sección transversal) de la reacción y es, en principio, el área correspondiente a un círculo cuyo radio es la suma de los radios de ambas moléculas reactantes, que se suponen esféricas.

Cuando un catalizador está involucrado en la colisión entre las moléculas reaccionantes, se requiere una menor energía para que tome lugar el cambio químico, y por lo tanto más colisiones tienen la energía suficiente para que ocurra la reacción. La velocidad de reacción por lo tanto también se incrementa.

Ver trabajo completo en:

http://www.monografias.com/trabajos96/reaccion-fase-gaseosa/reaccion-fase-gaseosa.shtml

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Factores que afectan la velocidad de reacción

La velocidad a la cual se produce una reacción química se puede expresar en términos de la variación de la cantidad de materia de un reactivo por unidad de tiempo. Varía con las concentraciones de los reactivos.

No suelen dependender del número de moles (el exponente al que aparece elevada cada reacción) salvo en reacciones mecanísticamente simples. Es decir, en la práctica esos exponentes no necesariamente son números enteros positivos sino que pueden también ser números enteros o fraccionarios, positivos o negativos.

Cuando se expresa la relación entre velocidad de reacción de los productos y velocidad de reacción de los reactivos, se obtiene la llamada "constante de equilibrio" de la reacción. Tantos las velocidades señaladas como la constante obtenida son en realidad resultantes de un análisis termodinámico de la reacción.

Por supuesto, diferentes situaciones se pueden presentar si reactivos y productos son sólidos, líquidos o gases.

En todos los casos y de diferentes formas, el coeficiente de velocidad de reacción varía con la temperatura. Cuando mayor es la frecuencia de vibración (agitación) de las moléculas, mayor es la probabilidad de choque entre ellas. Allí se aplica el llamado Factor de Boltzman, que no trataremos aquí, y que representa la fracción de choques que resultan eficaces a los efectos de la reacción estudiada.

En general, las reacciones pueden clasificarse en:

- irreversibles

- reversibles endotérmicas

- reversibles exotérmicas

dependiendo si se realizan en sistemas abiertos, semicerrados o cerrados.

En las reacciones irreversibles puede estimarse que la cantidad de reactivos remanentes al llegarse al equilibrio es prácticamente nula, por tanto la velocidad de reacción crece siempre con el aumento de temperatura.

En una reacción reversible endotérmica, la velocidad también aumentará con la temperatura pero como existe una constante de equilibrio dependerá también de la composición.

En una reacción reversible exotérmica, la influencia de la velocidad de reacción inversa que aumenta con la temperatura hará que la velocidad de reacción en función de la temperatura pase por un máximo.