Teoria de las colisiones

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz1 y William Lewis en 1916 y 1918, que explica cualitativamente cómo ocurren las reacciones químicas y porqué lasvelocidades de reacción difieren para diferentes reacciones.2 Para que una reacción ocurra las partículas reaccionantes deben colisionar. Solo una cierta fracción de las colisiones totalescausan un cambio químico; estas son llamadas colisiones exitosas. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación) al momento del impacto para romper los enlacesexistentes 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 amás colisiones exitosas, incrementando la velocidad de la reacción.
Cuando un catalizador está involucrado en la colisión entre las moléculas reaccionantes, se requiere una menor energíapara 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 seincrementa.
La teoría de las colisiones está cercanamente relacionada con la cinética química.

Constante de velocidad[editar · editar código]

La constante de velocidad para una reacciónbimolecular en fase gaseosa, como la predice la teoría de las colisiones es:
k(T) = Z \rho \exp \left( \frac{-E_{a}}{RT} \right).
donde:
Z es la frecuencia de colisión.3
ρ es el factorestérico.4
Ea es la energía de activación de la reacción.
T es la temperatura.
R es la constante universal de los gases ideales.
La frecuencia de colisión es:
Z = N_A \sigma_{AB} \sqrt\frac{8 k_B T}{\pi \mu_{AB}}
donde:
NA es el número de Avogadro.
σAB es la sección eficaz de la reacción.
kB es la constante de Boltzmann.
μAB es la masa reducida de los reactivos.