Deve ocorrer colisões efetivas entre os reagentes para a formação dos produtos?

Nestes exercícios sobre condições para ocorrência de reações, é preciso pensar em fatores como afinidade, contato entre os reagentes, colisões e energia de ativação. Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

(ESAL-MG) A velocidade de uma reação química depende:

I. Do número de colisões entre moléculas na unidade de tempo.

II. Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação.

III. Da orientação das moléculas.

Estão corretas as alternativas:

a) I, II e III.        b) somente I.        c) somente II.

d) somente I e II.           e) somente I e III.

(UFRGS) As figuras a seguir representam as colisões entre as moléculas reagentes de uma mesma reação em três situações:

Pode-se afirmar que:

a) na situação I, as moléculas reagentes apresentam energia maior que a energia de ativação, mas a geometria da colisão não favorece a formação dos produtos.

b) na situação II, ocorreu uma colisão com geometria favorável e energia suficiente para formar os produtos.

c) na situação III, as moléculas reagentes foram completamente transformadas em produtos.

d) nas situações I e III, ocorreram reações químicas, pois as colisões foram eficazes.

e) nas situações I, II e III, ocorreu a formação do complexo ativado, produzindo novas substâncias.

Os gases hidrogênio e oxigênio têm afinidade química para reagir. Porém, se colocarmos esses dois gases em um frasco, eles poderão ficar por tempo indeterminado lá sem que ocorra reação química. Qual fator não foi satisfeito nesse caso para a ocorrência dessa reação?

a) Afinidade química.

b) Colisões eficazes entre as partículas.

c) Contato entre os reagentes.

d) Atingir a energia de ativação.

e) Formar o complexo ativado.

Se abrirmos uma válvula de um fogareiro, ocorrendo escape de um gás inflamável, não ocorrerá nenhuma reação até que acendamos um palito de fósforo, fazendo com que ocorra uma reação de combustão entre o gás oxigênio do ar e o gás que escapou. Por outro lado, se deixarmos um giz na presença de ar, não ocorrerá nenhuma reação, mesmo que aproximemos um palito de fósforo aceso. Qual foi o fator que fez a primeira reação ocorrer e qual a condição que não foi satisfeita no segundo exemplo, resultando na não ocorrência da reação, respectivamente?

a) Contato entre os reagentes e atingir a energia de ativação.

b) Contato entre os reagentes em ambos os casos.

c) Afinidade química e atingir a energia de ativação.

d) Afinidade química em ambos os casos.

e) Atingir a energia de ativação e afinidade química.

respostas

Alternativa “a”.

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Alternativa “b”.

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Alternativa “c”.

Os gases não foram colocados em contato e, por isso, a reação não ocorreu.

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Alternativa “e”.

No primeiro caso, a reação só ocorreu porque se acendeu o palito de fósforo e foi fornecida a energia necessária aos reagentes para que eles atingissem a energia de ativação que deu início à reação. Já no segundo exemplo, a reação não ocorreu porque não há afinidade química entre o giz e o ar, isto é, eles não possuem tendência de reagir entre si. 

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Leia o artigo relacionado a este exercício e esclareça suas dúvidas

A teoria das colisões explica que, para que uma reação ocorra, as partículas dos reagentes devem colidir entre si com energia suficiente e orientação espacial apropriada.

Para que as reações químicas ocorram, é necessário primeiro que os reagentes que possuem afinidade química entrem em contato entre si. No entanto, ainda assim, a reação pode não ocorrer. Por exemplo, o oxigênio do ar é o comburente da reação de combustão do gás que usamos para cozinhar alimentos (GLP – Gás Liquefeito de Petróleo, formado por uma mistura dos gases propano e butano). Mas somente abrir um fogareiro não faz com que a reação ocorra. O gás irá se misturar com os gases do ar e nada irá ocorrer.

É aí que entra a teoria das colisões, que nos explica como as reações ocorrem em nível microscópico. Essa teoria diz que para que a reação química ocorra, as partículas (moléculas, átomos, íons etc.) dos reagentes devem colidir entre si. Mas essa colisão deve ser efetiva, ou seja, deve ser feita em uma orientação adequada e com energia suficiente.

Na tabela abaixo, são mostrados três exemplos em que as partículas de determinados reagentes estão colidindo entre si. Porém, veja que somente no terceiro caso é que resulta em uma reação química:

Nessa tabela, mostrou-se somente a orientação favorável que as partículas devem ter. Mas, conforme dito, precisa também ter uma energia maior que a energia de ativação. A energia de ativação é a energia mínima necessária que deve ser fornecida aos reagentes para romper as suas ligações e se formarem novas, para a formação dos produtos.

É por isso que a reação de combustão entre o gás oxigênio e o gás de cozinha só ocorre depois que acendemos o fósforo. Quando fazemos isso, estamos fornecendo a energia necessária para as partículas que colidem favoravelmente reagirem. Então, a própria energia que é liberada nessa reação fornece as condições para que as outras moléculas continuem reagindo, até que pelo menos um dos reagentes acabe.

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Desse modo, quando a colisão entre as partículas é feita em uma geometria favorável e com energia suficiente, forma-se primeiro uma substância intermediária entre os reagentes e os produtos chamada de complexo ativado. Você pode observar esse complexo ativado na reação efetiva da tabela mais acima, em que se pode ver que a sua estrutura é instável, pois as ligações que havia nos reagentes estão sendo rompidas, enquanto as ligações que existem nos produtos estão sendo formadas.

Assim, quanto maior for a energia necessária para formar o complexo ativado, mais lenta será a reação e mais dificil será para ela ocorrer.

Além disso, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao número de colisões favoráveis. Isso significa que qualquer fator que aumente o número de colisões favoráveis aumentará a rapidez com que a reação ocorre. Por exemplo, quando aumentamos a temperatura, as moléculas dos reagentes se movimetam com maior velocidade e colidem mais, aumentando a rapidez da reação.

Devem ocorrer colisões efetivas entre os reagentes para a formação dos produtos?

O que diz a Teoria das Colisões efetivas?

Quando e que uma colisão e efetiva?

Quais são as condições para que aconteça colisões efetivas para que ocorra reação química?