Teoria

Os modelos de reações servem pra tentar explicar o que acontece fisicamente durante uma reação – e assim justificar os valores de constante de velocidade que achamos (e porque esse valor varia de reação pra reação)...

Não é tão complicado assim, vamos por partes que fica tranquilo!

Efeito da temperatura e Equação de Arrhenius

É experimentalmente comprovado que quando a gente aumenta a temperatura, a velocidade da reação aumenta também!

Um químico chamado Arrhenius conseguiu descobrir (através de váaarios experimentos), que a relação entre a constante de velocidade e a temperatura pode ser descrita pela seguinte reação, chamada Equação de Arrhenius:

  k = A   e - E a R T

Ou então: ln ⁡ k = ln ⁡ A -   E a R T

Onde R é a constante universal dos gases e A e Ea são duas constantes definidas experimentalmente beem importantes! O A é o fator pré-exponencial, e na verdade ele é mais matemático que qualquer outra coisa! Mas o Ea é a energia de ativação, e tem um sentido químico interessante!

A energia de ativação é a energia mínima necessária para que uma reação ocorra!

Teoria das colisões

Essa teoria se baseia na teoria cinética dos gases é bem intuitiva! Vamos considerar uma reação:

X + Y   → X Y

Vamos imaginar que as moléculas de X e Y estão circulando no meio, cada uma com sua energia cinética. Segundo essa teoria, três coisas devem acontecer simultaneamente para que a reação aconteça:

  1. Uma molécula de X e uma de Y devem colidir,
  2. Essa colisão deve ocorrer numa orientação adequada para que a colisão seja efetiva (gere um produto),
  3. As moléculas devem ter energia suficiente para que as ligações químicas sejam quebradas/formadas!

A 1ª condição é fácil de entender, né? Para que a reação ocorra, é preciso que as moléculas se encontrem! A 2ª condição é fácil de explicar com uma imagem:

A 3ª condição é a mais importante! Tem uma metáfora bem clichê pra explicar essa teoria, mas que funciona: imagina que as moléculas de X e Y são duas bolas de sinuca. Quando elas se chocam, se elas tiverem uma energia menor do que a suficiente para que a reação ocorra, elas vão se chocar e ir cada uma pro seu lado.

Se elas tiverem uma energia maior ou igual do que a energia necessária, elas se chocam e despedaçam! Agora imagina que esse “despedaçar” são as ligações químicas sendo quebradas/formadas e pronto! A reação pode acontecer! 😊

Essa barreira energética que os reagentes precisam superar (a gente viu até agora como energia mínima para a reação acontecer) é a famosa energia de ativação!

Teoria do estado de transição (ou complexo ativado)

Essa teoria veio pra completar a teoria das colisões! Ela usa os mesmos princípios e os 3 critérios da teoria das colisões devem ser atendidos, mas existe uma diferençazinha.

Na teoria das colisões, quando os 3 critérios são atendidos, a reação ocorre e o produto é formado. Na teoria do estado de transição, o que se forma não é o produto diretamente, mas uma espécie que não é nem produto nem reagente, o tal estado de transição ou complexo ativado!

E o que seria esse estado? Vamos ver graficamente que fica mais simples:

Considerando a reação:

A 2 + B 2 → 2 A B

Podemos considerar como estado de transição o momento onde nem a ligação AꟷA e BꟷB foram quebradas, nem as ligações AꟷB foram formadas!

Um detalhe importante sobre o estado de transição é que ele não pode ser isolado. Ou seja, ele é uma espécie química teórica, não conseguimos vê-lo na reação nem analisá-lo em laboratório.

Obs: esse gráfico é beeeeem importante porque com ele dá pra entender melhor como funciona a energia de ativação! Se os reagentes não tem energia suficiente para passar esse pico no gráfico, a reação fica nos reagentes. Se eles conseguem passar, forma-se o complexo ativado e, em seguida, os produtos!

Vamos exercitar?

Teoria das colisões

Teoria do estado de transição (ou complexo ativado)

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