(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.
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.
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:
- energia suficiente para superar a barreira energética (energia de ativação).
- 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
. -
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:
onde
é a constante de velocidade,
é o fator pré-exponencial (relacionado à frequência de colisões e à fração com orientação correta),
é a energia de ativação,
é a constante dos gases e
é a temperatura absoluta. Essa equação mostra que a taxa depende da fração de moléculas com energia suficiente, que varia como
.
Explicação das variáveis:
-
: constante de velocidade da reação (quanto maior, mais rápida a reação). -
: fator que representa quantas colisões ocorrem com orientação favorável (depende da natureza das moléculas). -
: energia de ativação. -
: constante dos gases (fixa). -
: temperatura em kelvin; aumentando aumenta a fração de moléculas com energia .
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
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,
(que determina a velocidade) cresce quando a fração de colisões efetivas aumenta (via ou via menor ou maior ). 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:
note que
aparece no expoente com sinal negativo. Se
aumenta, o expoente
fica mais negativo, então
diminui, e portanto
diminui. Ou seja, quanto maior
, menor a constante de velocidade — a reação fica mais lenta (para mesma
). 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