Quimica

Cinética química (continuación)


Teoría de la colisión

Los átomos de las moléculas reactivas siempre están en movimiento, generando muchas colisiones (choques). Parte de estas colisiones aumentan la velocidad de la reacción química.

Cuantos más choques con energía y geometría adecuada, más rápida será la reacción. Hay dos tipos de colisiones:

- horizontal - colisión más lenta
- vertical - colisión más rápida, colisión efectiva

Vea los dos modelos de colisión para la formación de dos moléculas de HCl:

Colisión horizontal

Tenga en cuenta que después de la primera colisión solo se forma una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.

Colisión vertical

Note que la molécula de H2 se acerca a la molécula de Cl2 muy rapido Luego se golpearon violentamente, formando dos moléculas de HCl que se mueven rápidamente.

La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión ocurre muy rápido y por lo tanto más rápido, más efectivo. Hace que la reacción química sea más rápida.

El estado intermedio de la reacción donde se forma el complejo activado es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado. El complejo activado Es la especie química con el mayor valor energético en toda la reacción química que tiene una vida muy corta.