Teoria coliziunilor

Teoria coliziunilor sau teoria coliziunilor este o teorie propusă de Max Trautz și William Lewis în 1916 care explică cantitativ modul în care apar reacțiile chimice și de ce ratele de reacție diferă de la reacție la reacție. Teoria presupune că pentru ca o reacție chimică să aibă loc și reactanții să se transforme în produse, moleculele (sau alte particule reactive) ale reactanților trebuie să se ciocnească ; în special, pentru a provoca un impact eficient, trebuie să facă acest lucru cu o orientare adecvată și cu o energie suficientă, numită energie de activare .

Dintre toate ciocnirile care apar, doar o fracțiune se va dovedi, prin urmare, utilă în determinarea progresului reacției chimice.

Constanta de viteza

Viteza de reacție tinde să crească odată cu fenomenul de concentrație explicat de teoria coliziunilor.

Constanta de viteză a unei reacții bimoleculare între două gaze , conform modelului prezis de teoria coliziunilor este

k(T)=Z\rho \mathrm {e} ^{\frac {-\Delta E^{\ddagger }}{RT}}

{\ displaystyle k (T) = Z \ rho \ mathrm {e} ^ {\ frac {- \ Delta E ^ {\ ddagger}} {RT}}}

k (T) = Z \ rho {\ mathrm e} ^ {{{\ frac {- \ Delta E ^ {\ ddagger}} {RT}}}}

unde temperatura este exprimată în unități de energie (de exemplu, valoarea în kelvini trebuie înmulțită cu valoarea constantei Boltzmann în J / K):

Z este frecvența coliziunilor, adică numărul de coliziuni între molecule în unitatea de timp
$\rho$ ${\ displaystyle \ rho}$ $\ rho$ este factorul steric
^‡ E ^‡ este energia de activare a reacției
T este temperatura
R este constanta universală a gazului .