Teoria delle collisioni

Ogni reazione deve essere considerata secondo un aspetto cinetico e un aspetto termodinamico: se la variazione dell’energia libera di Gibbs ΔG è minore di zero la reazione avviene spontaneamente da un punto di vista termodinamico, ma non abbiamo alcuna informazione relativa al tempo che tale reazione impiega.

Consideriamo la reazione:

A + B → C + D

Requisito necessario affinché A e B reagiscono è che essi collidano: tuttavia gran parte delle collisioni tra A e B non produce alcun prodotto di reazione.

Dall’analisi dell’effetto di temperatura sulla velocità della reazione si comprende che la reazione ha luogo  quando la collisione tra molecole di A e di B che hanno un contenuto energetico superiore alla media. L’eccesso di energia richiesto per la reazione è detto energia di attivazione.

Spesso non si ha reazione anche quando le molecole che collidono hanno l’energia richiesta. Infatti affinchè l’urto sia efficace è necessario che la collisione tra le molecole che reagiscono deve avvenire secondo una data orientazione e, pur tra molecole attivate, le collisioni possono avere una piccola probabilità di essere efficaci.

La teoria delle collisioni prevede quindi che la rottura di legami preesistenti e la formazione di nuovi legami avvenga a seguito dell’urto di due o più molecole aventi un’energia superiore a un dato valore minimo e con un’opportuna orientazione.

Questa teoria è suffragata dal fatto che è possibile calcolare il numero di urti tra molecole per unità di tempo (frequenza di collisione) di un sistema allo stato gassoso tramite la teoria cinetica dei gas: il numero di urti è dell’ordine di 1030 urti al secondo: se ogni urto desse luogo alla formazione del prodotto si dovrebbe avere una i dati sperimentali sulla velocità di reazione invece una velocità dell’ordine di 106 M/s.

I dati sperimentali dimostrano invece che le reazioni in fase gassosa procedono con una velocità di circa 10-4 M/s e quindi solo una frazione di urti tra le molecole gassose risulta essere efficace.

Si può comprendere inoltre  il ruolo giocato da fattori di probabilità facendo riferimento ad una semplice reazione di sostituzione nucleofila:

HO + H3C-CH2CH-Br CH3 → H3C-CH2CH-OH CH3 + Br

dato che lo ione OH attacca il carbonio e il bromo fuoriesce dalla molecola come ione bromuro, l’attacco dello ione OHdeve avvenire dal lato meno impedito e opposto rispetto al bromo:

meccanismo di reazione

Tuttavia lo ione OH può collidere con il substrato da entrambi i lati e quindi subentra anche un fattore di probabilità.

Le reazioni chimiche prevedono la rottura di uno o più legami e la formazione di nuovi legami, nel caso in specie si dovrà rompere il legame C-Br e formare il legame C-OH.

La velocità con cui la reazione procede è proporzionale al numero di collisioni, alla percentuale di molecole aventi l’energia sufficiente e al fattore di probabilità:

Velocità Numero di collisioni x % di molecole che hanno Ea x fattori di probabilità

Nella precedente equazione il numero di collisioni è proporzionale alle concentrazioni dei reagenti ed è anche funzione della temperatura dal momento che un aumento della temperatura aumenta i movimenti molecolari e quindi anche la frequenza di collisione essendo:

Velocità = k [A][B]

Dove k è la costante di velocità o velocità specifica alla temperatura T: la velocità della reazione è quindi proporzionale alla concentrazione di ogni specie che entra nello stato di transizione.

Un aumento di temperatura, infatti, determina una maggiore velocità delle molecole con conseguente aumento dell’energia cinetica che è data da E = ½ mv2 e quindi una maggiore probabilità di urti tra esse.. in realtà, un aumento di energia cinetica delle molecole implica una maggiore energia negli urti e quindi una maggiore probabilità di rottura dei legami. Per lo più la velocità di una reazione aumenta di un fattore circa due con l’aumento di temperatura di 10-15 °C

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Author: Chimicamo

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