Teoria das Colisões e do Complexo Ativado
1. Por que as reações vão ficando mais lentas?
No capítulo anterior, eu comentei com você que a velocidade de uma reação geralmente começa alta e diminui com o tempo.
Mas por que isso acontece?
Existem duas grandes teorias cobradas em prova que tentam explicar como uma reação acontece e porque sua velocidade diminui.
Nosso objetivo nesse capítulo é dominar as duas: a Teoria das Colisões e a Teoria do Complexo Ativado.
2. Teoria das Colisões
Para que uma reação ocorra, os reagentes precisam se encontrar de alguma forma.
Mas não basta eles se encontrarem.
Não é como se um reagente passar ao lado do outro em uma mistura fosse suficiente.
Na Teoria das Colisões, para que uma reação aconteça, as partículas dos reagentes precisam se colidir, como dois carros se batendo.
Essa colisão faz com que os átomos se rearranjem e um A₂, ao se chocar com um B₂, viraria um AB, por exemplo.
A Teoria das Colisões diz que a velocidade de uma reação aumenta quanto maior for o número de colisões (choques) entre os reagentes.
Por enquanto, não importa para a gente saber o fator que faz reagentes colidirem mais ou menos, isso é no próximo capítulo.
Para agora, apenas grave que quanto mais colisões, mais rápida a reação.
Essa teoria justifica porque as reações tendem a ficar mais lentas com o passar do tempo.
Vamos imaginar uma reação simples, A₂ + B₂ → 2 AB
Logo no início da reação, temos muitos reagentes disponíveis no sistema. Eles estão por toda parte, se chocando o tempo todo.
Se nós temos a maior concentração possível de reagentes no sistema, a quantidade de colisões que acontecem entre A₂ e B₂ é muito maior.
o tempo passou, a reação foi acontecendo o e os reagentes foram quase todos consumidos.
Tendo menos reagentes, fica mais difícil dois deles se encontrarem, certo?
Resultado: menos choques, menos reações, menor velocidade.
É como uma festa que começa cheia e animada, mas vai esvaziando.
No fim da noite, quase ninguém se esbarra mais na pista de dança e quase não tem mais "reação".
3. Falhas da Teoria das Colisões
O raciocínio da teoria das colisões é usado até hoje, mas ele é incompleto.
Para ela, as moléculas só precisam se encontrar e colidir umas com as outras. Qualquer colisão valeria.
Ela não considerava a orientação das moléculas para fazer algumas colisões serem mais efetivas do que outras.
Logo, a primeira limitação dessa teoria é que nem toda colisão é efetiva, algumas colisões são melhores que outras, a depender da orientação das moléculas no momento da colisão.
A segunda limitação é que essa teoria abordava apenas reações com reagentes gasosos.
Para tentar explicar de forma mais profunda como uma reação acontecia, a Teoria do Complexo Ativado surgiu.
4. Teoria do Complexo Ativado
Essa teoria não é diferente, ela é apenas complementar. Portanto, a base é a mesma.
Reações químicas não acontecem por telepatia.
As moléculas precisam se encontrar e colidir umas com as outras. Porém, não é mais qualquer colisão que vale!
Pra uma colisão entre moléculas gerar produto, ela precisa cumprir dois requisitos:
a) Colisão com geometria favorável (ou colisão frontal)
As moléculas têm que se chocar na posição certa.
Pense em dois plugs tentando se encaixar: se um estiver virado de lado, nada feito.
b) Colisão com energia suficiente (ou colisão energética)
Além do encaixe, é preciso ter força! As moléculas precisam estar com energia suficiente no momento do choque.
Quando os dois critérios acontecem ao mesmo tempo, temos um choque eficaz — é esse que realmente gera produto.
Se você lembrar um pouco de Termoquímica, esse conceito não ficará difícil de ser assimilado.
Na termoquímica, você quebrava ligações nos reagentes para formar novas ligações nos produtos. Era assim que você fazia uma reação, certo?
Pois então, nem toda colisão consegue gerar energia suficiente para ligações serem quebradas e outras formadas.
5. O que acontece no momento da colisão efetiva?
Estamos partindo do princípio de que precisamos de um mínimo de energia para que uma reação ocorra.
Vamos voltar para a reação A₂ + B₂ → 2 AB
Enquanto colisões que não geram esse mínimo de energia vão ocorrendo, nada acontece na reação.
Nada de nada de nada.
Mas, no momento que uma colisão alcança a energia mínima, uma cascata de acontecimentos é liberada e a reação ocorre rapidamente.
É como uma montanha-russa: enquanto você não chega no ponto mais alto, seu carrinho não tem energia suficiente para acelerar e nada acontece.
Quando você chega no ponto mais alto, ele cai e acelera que nem um louco.
Em termos químicos agora: quando uma colisão efetiva ocorre e a energia mínima é alcançada, algo muito curioso se forma por um instante: o complexo ativado.
Ele é como uma “mistureba temporária”, um intermediário extremamente instável.
Ele tem ligações dos reagentes e dos produtos ao mesmo tempo — por isso, é todo esquisito e cheio de energia acumulada.
É literalmente um meio termo em que ligações dos reagentes estão se quebrando e ligações dos produtos estão se formando.
Antes da energia mínima, esse complexo ativado começava a se formar e se desmanchava, voltando a ser reagente.
Mas agora, com energia suficiente, ele se reorganiza, a reação ocorre, e os reagentes viram produtos.
6. O que é a energia de ativação (EA)
Estamos falando "energia mínima" o tempo todo, vamos facilitar nossas vidas.
A energia mínima necessária para formar um complexo ativado e causar a reação é chamada de energia de ativação (EA).
E é óbvio que, quanto maior for a EA, de mais energia precisamos para desencadear a reação, portanto mais difícil será para a reação acontecer.
Pronto, agora você consegue justificar porque uma reação é rápida e outra lenta.
Falamos em cima de dois conceitos:
Colisão efetiva: uma colisão precisa ter orientação e energia suficiente para que a reação ocorra.
Energia de ativação: quanto maior ela for, mais difícil da reação acontecer.
7. Reação exotérmica ou endotérmica muda alguma coisa?
Não muito. O que manda na velocidade é a energia de ativação, não se a reação libera ou absorve calor no final.
Mesmo sendo uma reação exotérmica, que você libera energia, você ainda assim tem que ganhar energia antes para alcançar a energia de ativação.
Mas agora a gente consegue olhar para os gráficos de Energia pelo Tempo (caminho da reação) e entendê-los completamente.
Os reagentes absorvem energia até alcançar o estado ativado.
A partir daí, ligações começam a ser quebradas e formadas.
Após o estado ativado, a energia absorvida começa a ser liberada, até a formação final dos produtos.
O que muda é a quantidade de energia que vai ser liberada. Se liberar mais do que absorveu, é exotérmica. Do contrário, endotérmica.
Mas isso você já sabe...
Você consegue perceber também, olhando para o gráfico, que o valor da energia de ativação é diferente, comparando sentido direto e inverso?
Perceba que, pelo gráfico, você consegue dizer qual reação é mais difícil de acontecer.
Nesse caso, a reação A → B é mais difícil, porque a energia de ativação dela (EA1) é maior do que a energia de ativação da reação no sentido inverso B → A.
Conclusão
As reações acontecem por colisões entre moléculas.
O que define a velocidade de uma reação não é portanto a quantidade de colisões, mas a maior probabilidade de termos colisões efetivas.
Colisão efetiva = orientação adequada + energia mínima.
Essas colisões formam um complexo ativado, que é o estágio de transição entre reagente e produto.
Nesse estado, as ligações estão sendo quebradas e formadas ao mesmo tempo.
A energia necessária para formar esse complexo ativado é chamado de energia de ativação (EA).
E quanto menor a EA, mais fácil e rápida a reação tende a ser.
A partir do próximo capítulo, vamos estudar o que realmente interfere na velocidade de uma reação. Resista, estamos indo bem!
