Teoria delle collisioni
La teoria delle collisioni o teoria degli urti è una teoria proposta da Max Trautz e William Lewis nel 1916 che spiega quantitativamente come avvengono le reazioni chimiche e perché le velocità di reazione sono diverse da reazione a reazione. La teoria assume che affinché una reazione chimica abbia luogo e i reagenti si trasformino nei prodotti, le molecole (o altre particelle reattive) dei reagenti devono collidere; in particolare, per provocare un urto efficace, devono farlo con un appropriato orientamento e con una sufficiente energia, detta energia di attivazione.
Di tutte le collisioni che avvengono, solo una frazione risulterà quindi essere utile per provocare l'avanzamento della reazione chimica.
Costante di velocità
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La costante di velocità di una reazione bimolecolare tra due gas, secondo il modello previsto dalla teoria delle collisioni è
in cui la temperatura viene espressa in unità di energia (per esempio, il valore in kelvin deve essere moltiplicato per il valore della costante di Boltzmann in J/K):
- Z è la frequenza delle collisioni, ovvero il numero di collisioni tra molecole nell'unità di tempo
- è il fattore sterico
- ΔE‡ è l'energia di attivazione della reazione
- T è la temperatura
- R è la costante universale dei gas.
La frequenza delle collisioni è a sua volta data da:
anche qui la temperatura viene misurata in unità di energia:
- NA è il numero di Avogadro
- σAB è la sezione d'urto
- μAB è la massa ridotta dei reagenti.
Bibliografia
modifica- P. Atkins, J. De Paula, "Physical Chemistry", Oxford University Press, 2006 (ottava ed.), ISBN 9780198700722
Voci correlate
modificaCollegamenti esterni
modifica- (EN) IUPAC Gold Book, "collision theory", su goldbook.iupac.org.
