Teoria de colisão: Como ocorrem reações químicas
Para que uma reacção química ocorra, os reagentes devem colidir. A colisão entre as moléculas em uma reação química fornece a energia cinética necessária para quebrar as ligações necessárias para que novas ligações podem ser formadas.
Por vezes, mesmo se houver uma colisão, a energia cinética suficiente não está disponível para ser transferido - as moléculas não estão em movimento rápido suficiente. Pode ajudar a situação um tanto por aquecimento da mistura de reagentes. A temperatura é uma medida da energia cinética média do molecules- aumentando a temperatura aumenta a energia cinética disponível para quebrar as ligações durante colisões.
As moléculas também devem colidir com a orientação certa, ou bater no ponto certo, para que a reação ocorra. Aqui está um exemplo: Suponha que você tenha uma equação que mostra a molécula A-B reagir com C Para formar C-A e B, como isso:
A-B + C-C-A + B
A forma como esta equação é escrita, a reacção requer que reagente C colidir com A-B no UMA extremidade da molécula. Se ela atinge a B final, nada vai acontecer. o UMA final deste hipotético molécula é denominado local reactivo, o local na molécula que a colisão deve ocorrer para que a reacção ocorra.
E se C colide no UMA extremidade da molécula, então há uma chance de que suficiente energia pode ser transferida para o quebrar A-B ligação. Depois de A-B ligação é quebrada, o C-A ligação pode ser formada. A equação para esta reacção processo pode ser ilustrado da seguinte forma:
C ~ A ~ B-C-A + B
Assim, para que esta reacção ocorra, tem de haver uma colisão entre C e A-B no local reactivo. A colisão entre C e A-B tem de transferir energia suficiente para quebrar o A-B bond, permitindo que o C-A ligação a se formar.
É necessária energia para quebrar a ligação entre os átomos.
Este exemplo é simples. Muitas reacções são um-passo, mas muitos outros requerem vários passos a partir de reagentes em ir a produtos finais. No processo, vários compostos podem ser formados que reagem um com o outro para se obter os produtos finais. Estes compostos são chamados intermediários.
Um exemplo exotérmico das reacções químicas
Imagine que a reacção hipotética A-B + C-C-A + B é exotérmico - uma reacção em que o calor é emitido (libertado) quando se passa de reagentes para produtos. Os reagentes começar em um estado de energia mais elevado do que os produtos, de modo que a energia é liberada em ir de reagentes para produtos.
No diagrama abaixo, a energia de ativação para a reação (a energia que você tem que colocar para começar a reação vai) é mostrado como:
O diagrama de energia mostra a colisão de C e A-B com a quebra da ligação A-B e a formação da-A C vínculo no topo de uma colina energia de ativação. Este agrupamento de reagentes no topo da colina energia de ativação é às vezes chamado de Estado de transição da reacção. A diferença no nível de energia dos reagentes e do nível de energia dos produtos é a quantidade de energia (calor) que é libertado na reacção.
Um exemplo endotérmico de reacções químicas
Suponha-se que a reacção hipotética A-B + C-C-A + B é endotérmico - uma reacção em que o calor é absorvido na ida de reagentes para produtos - de modo que os reagentes estão a um estado de energia mais baixo do que os produtos. O diagrama de energia a seguir mostra essa reação.
Este diagrama mostra também que uma energia de activação está associada com a reacção. Em indo de reagentes em produtos, você tem que colocar mais energia inicialmente para começar a reação começou, e então você começa essa energia de volta como a reacção prossegue.
Observe que o estado de transição aparece no topo da colina energia de ativação - assim como no diagrama de energia reação exotérmica. A diferença é que, ao ir de reagentes para produtos, a energia (calor) devem ser absorvidas no exemplo endotérmico.