(UFSM) Para que ocorra uma reação química, é necessário que os reagentes entrem em contato, através de colisões, o que se chama teoria das colisões.
Essa teoria baseia-se em que:
I. todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou favoráveis).
II. a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas (ou favoráveis).
III. existem colisões que não são favoráveis à formação de produto.
IV. maior será a velocidade da reação, quanto maior for a energia de ativação.
Estão corretas:
a) apenas I, II e III.
b) apenas II e III.
c) apenas I e IV.
d) apenas I, II e IV.
e) apenas III e IV.

Passo 1

O enunciado dá quatro afirmações sobre a teoria das colisões e pede que escolhamos qual combinação delas é correta entre as alternativas (a) a (e). As afirmações são:
I. todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou favoráveis).
II. a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas (ou favoráveis).
III. existem colisões que não são favoráveis à formação de produto.
IV. maior será a velocidade da reação, quanto maior for a energia de ativação.
Meu objetivo: decidir, com justificativa passo a passo, quais das afirmações I, II, III e IV são verdadeiras e então escolher a alternativa correta.

Passo 2

Vamos entender os conceitos essenciais da teoria das colisões de forma bem didática.
  • Ideia central: para que uma reação ocorra, moléculas reagentes precisam colidir. Mas nem toda colisão leva a produto — só as colisões “efetivas” (ou favoráveis). Duas condições básicas tornam uma colisão efetiva:
    1. energia suficiente para superar a barreira energética (energia de ativação).
    2. orientação adequada entre as moléculas no momento da colisão (como peças que devem encaixar).
  • Energia de ativação: é a energia mínima que as moléculas precisam ter durante a colisão para formar o estado de transição e seguir para produtos. Denotamos por E_a.
  • Relação com a constante de velocidade: a teoria cinética e a interpretação do comportamento experimental mostram que a constante de velocidade (ou taxa) da reação depende da frequência de colisões favoráveis. Uma forma prática e muito usada para descrever isso é a equação de Arrhenius:
k = A e^{-E_a/(RT)}
onde k é a constante de velocidade, A é o fator pré-exponencial (relacionado à frequência de colisões e à fração com orientação correta), E_a é a energia de ativação, R é a constante dos gases e T é a temperatura absoluta. Essa equação mostra que a taxa depende da fração de moléculas com energia suficiente, que varia como e^{-E_a/(RT)}.
Explicação das variáveis:
  • k: constante de velocidade da reação (quanto maior, mais rápida a reação).
  • A: fator que representa quantas colisões ocorrem com orientação favorável (depende da natureza das moléculas).
  • E_a: energia de ativação.
  • R: constante dos gases (fixa).
  • T: temperatura em kelvin; aumentando T aumenta a fração de moléculas com energia \ge E_a.
Exemplo concreto simples: pense em duas bolas de bilhar que só formam produto se colidirem num ponto específico e com velocidade mínima. Muitas colisões não ocorrem nesse ponto ou não têm velocidade suficiente — logo nem todas produzem algo.

Passo 3

Análise da afirmação I: “todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou favoráveis).”
  • Com base no que vimos, I diz que toda colisão produz reação. Mas sabemos que somente uma fração das colisões tem a energia \ge E_a e a orientação correta. Portanto I é falsa.
Argumento resumido: existem colisões sem energia suficiente ou com orientação errada; essas não formam produto. Conclusão: I está incorreta.

Passo 4

Análise da afirmação II: “a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas (ou favoráveis).”
  • Isto é exatamente a ideia operacional: a taxa macroscópica depende de quantas colisões efetivas (que realmente levam à formação de produtos) ocorrem por unidade de tempo. Em termos de Arrhenius, k (que determina a velocidade) cresce quando a fração de colisões efetivas aumenta (via A ou via menor E_a ou maior T). Então II é verdadeira.
Explicação prática: se você dobrar o número de colisões efetivas por segundo (mantendo tudo o resto), em geral a velocidade da reação dobra — por isso dizemos “diretamente proporcional”.

Passo 5

Análise da afirmação III: “existem colisões que não são favoráveis à formação de produto.”
  • Isso é a negação da I e já foi discutido: sim, muitas colisões não têm energia suficiente ou orientação correta e, portanto, são ineficazes. Logo III é verdadeira.
Exemplo rápido: imagine moléculas que colidem de lado, não alinhadas para quebrar/ligar ligações; a colisão ocorre mas não forma produto — é uma colisão não favorável.

Passo 6

Análise da afirmação IV: “maior será a velocidade da reação, quanto maior for a energia de ativação.”
  • Pela equação de Arrhenius:
k = A e^{-E_a/(RT)}
note que E_a aparece no expoente com sinal negativo. Se E_a aumenta, o expoente -E_a/(RT) fica mais negativo, então e^{-E_a/(RT)} diminui, e portanto k diminui. Ou seja, quanto maior E_a, menor a constante de velocidade — a reação fica mais lenta (para mesma T). Logo IV é falsa.
Intuição: uma barreira energética mais alta torna muito menos provável que colisões tenham energia suficiente; então menos colisões efetivas — reação mais lenta.

Passo 7

Resumo das verdades/falsidades encontradas:
  • I: falsa.
  • II: verdadeira.
  • III: verdadeira.
  • IV: falsa.
Portanto, as afirmações corretas são apenas II e III.
Agora verifico qual alternativa da lista corresponde a “apenas II e III”: é a alternativa (b).

Resposta

b

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