Teoria delle collisioni

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Categoria:Cinetica chimica

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, devono farlo con un appropriato orientamento e devono farlo 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[modifica | modifica sorgente]

La costante di velocità di una reazione bimolecolare tra due gas, secondo il modello previsto dalla teoria delle collisioni è

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

in cui:

  • Z è la frequenza delle collisioni, ovvero il numero di collisioni tra molecole nell'unità di tempo
  • \scriptstyle \rho 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:

Z = N_A \sigma_{AB} \sqrt \frac{8 k_B T}{\pi \mu_{AB}}

in cui:

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • P. Atkins, J. De Paula, "Physical Chemistry", Oxford University Press, 2006 (ottava ed.), ISBN 9780198700722

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