Written by Propuesto por los químicos Max Trautz y William Lewis a principios del siglo XX, el Teoría de la colisión sostiene que, para que se produzca una reacción química, las moléculas que reaccionan deben ponerse en contacto mediante una colisión. Esta teoría se aplica a las reacciones que tienen lugar en la fase gaseosa.
La colisión de partículas, también llamada choque efectivo, debe estar bien orientada, permitiendo una perfecta interacción entre ellas. Pero, no siempre, la colisión por sí sola es suficiente para desencadenar la reacción, también es necesario que las partículas puestas en choque tengan una cantidad mínima de energía para romper los enlaces químicos existentes y formar nuevas sustancias. Hay situaciones en las que ocurren millones de colisiones, pero como la cantidad de energía es insuficiente, no hay reacción química. Esta cantidad mínima de energía se llama energía de activación.
En el momento en que ocurre el choque efectivo, una estructura llamada complejo activado. Es una fase de transición, en la que ya existe una interacción entre los reactivos, sin embargo, los productos aún no se han formado. La energía de activación es necesaria para originar el complejo activado, por lo tanto, si no hay formación de esta especie química, tampoco se produce la reacción.
Según la teoría de la colisión, cuanto mayor es la frecuencia de los choques efectivos, mayor es la velocidad de reacción. Esto se debe a que un mayor número de colisiones aumenta la probabilidad de formación del complejo activado, lo que, a su vez, permite que se produzca la reacción.
La velocidad de reacción también depende de la cantidad de energía de activación. Cuanto mayor sea la energía de activación, más lenta será la reacción, ya que esta gran «barrera» de energía dificultará la formación del complejo activado. Por otro lado, si la energía de activación es baja, mayor será el número de choques efectivos y más rápida será la reacción química.
A menudo existe cierta confusión entre la teoría de colisiones y la teoría compleja activada. Estas teorías comparten varios conceptos, sin embargo, la primera se aplica a reacciones en estado gaseoso, mientras que la segunda se propone para reacciones tanto en estado gaseoso como en soluciones. Ambos fueron elaborados para facilitar la comprensión de los parámetros de Arrehenius.
Referencias:
http://www.quimica.ufpb.br/monitoria/Disciplinas/Cinetica_quimica/material/Cinetica_Quimica_Aula_4.pdf
http://www.geocities.ws/ramos.bruno/academic/arrhenius.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Teoria_das_colis%C3%B5es
