Quimica

5/11/2010
Hiram Nabí Rodríguez Hernández 5”A” | |

t.s.q.2 | recopilacion de exposiciones |

Teoría de las Colisiones
La teoría de las colisiones propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, cualitativamente explica como reacciones químicas ocurren y porque las tasas de reacción difieren para diferentes reacciones.
Esta teoría está basada en la idea que partículasreactivas 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. Esto es porque solamente una porción de las moléculas tiene energía suficiente y la orientación adecuada (o ángulo) en el momento del impacto para romper cualquier enlace existente yformar nuevas.
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 menospartículas para otros elementos reaccionar con aquellos y la reacción irá a suceder mucho más lentamente.
Con la temperatura aumentando, la energía cinética media y velocidad de las moléculas aumenta, pero esto es poco significativo en el aumento en el número de colisiones.
La tasa de reacción aumenta con la disminución de la temperatura porque una mayor fracción de las colisiones sobrepasa la energía deactivación.
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 decolisiones:
* Horizontal – Colisión más lenta
* Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva
Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de HCl:
Colisión Horizontal:

Observemos que luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.
Colisión Vertical

Observe que la molécula de H2se aproxima de la molécula de Cl2 con mucha velocidad. Enseguida, se chocan violentamente formando dos moléculas de HCl que se alejan enseguida.
La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión sucede con mucha velocidad y por tanto más rápida y más efectiva. Torna la reacción química más rápida.
El estado intermedio de reacción, donde se forma el complejoactivado es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado.
El complejo activado es la especie química con mayor valor energético en toda la reacción química que tiene vida muy corta.

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Factores que afectan la velocidad de reacción
* Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas...