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Teoria de las colisiones ejemplos

Ejemplos de la teoría de colisiones en la vida real

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El estudio de la cinética permite a los científicos determinar la relación entre los cambios en las condiciones y la velocidad de una determinada reacción química. Uno de los factores más importantes que afectan a la velocidad de una reacción es la reactividad de las sustancias químicas que intervienen en esa reacción concreta. Además, existen diversas variables que también pueden influir en la velocidad de una reacción (concentración, temperatura, catalizador, etc.).

Toda reacción química requiere colisiones entre las partículas reactivas (átomos y/o moléculas). Por otra parte, no todas las colisiones favorecen que se produzca la reacción. Por el contrario, si las partículas que colisionan no tienen suficiente energía cinética o una orientación adecuada en el espacio, la reacción no se producirá.

¿Cuál es un ejemplo real de la teoría de colisiones?

Otro ejemplo visual de la teoría de colisiones son las bolas de billar durante una partida de billar. Las bolas de billar chocan entre sí, de forma similar a las partículas de gas en la caja de aire. La bola blanca debe golpear la bola de billar con la orientación y la energía adecuadas para que esa bola entre en la tronera.

¿Cuál es un ejemplo de analogía de la teoría de colisiones?

Analogía de la lucha libre para la teoría de la colisión

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La afirmación más básica de la Teoría de la Colisión es que las moléculas deben chocar entre sí para reaccionar. Esto es similar a decir que los luchadores deben entrar en contacto para poder luchar.

¿Cuáles son los 4 puntos de la teoría de colisiones?

La energía de colisión debe ser mayor que la energía de activación de la reacción. La colisión debe producirse en la orientación adecuada. La frecuencia de colisión debe ser superior al factor de frecuencia de la reacción. Debe producirse una colisión entre los reactivos.

Frase de la teoría de colisiones

La cinética química es el estudio de la velocidad de las reacciones químicas. El requisito principal para que se produzca una reacción es que las partículas reactivas (átomos o moléculas) choquen e interactúen entre sí de alguna manera. Esta es la idea central del modelo de colisión, que se utiliza para explicar muchas de las observaciones realizadas sobre cinética química.

La teoría de las colisiones afirma que la velocidad de una reacción química es proporcional al número de colisiones entre las moléculas reactivas. Cuanto más a menudo colisionan las moléculas reactivas, más a menudo reaccionan entre sí y más rápida es la velocidad de reacción. En realidad, sólo una pequeña fracción de las colisiones son colisiones efectivas. Las colisiones efectivas son las que dan lugar a una reacción química.

Para que se produzca una colisión efectiva, las partículas reaccionantes deben poseer una cantidad mínima de energía. Esta energía, utilizada para iniciar la reacción, se denomina energía de activación. Por cada muestra de partículas reactantes habrá algunas que posean esta cantidad de energía. Cuanto mayor sea la muestra, mayor será el número de colisiones efectivas y más rápida será la velocidad de reacción. El número de partículas que poseen suficiente energía depende de la temperatura de los reactantes. Si las partículas reaccionantes no poseen la energía de activación necesaria cuando colisionan, rebotan entre sí sin reaccionar.

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Frecuencia de colisión

La teoría de colisiones es un principio de la química que se utiliza para predecir la frecuencia de las reacciones químicas. Afirma que cuando las partículas adecuadas del reactivo chocan entre sí con la orientación correcta, sólo una cierta cantidad de colisiones dan lugar a un cambio perceptible o notable; estos cambios exitosos se denominan colisiones exitosas. Las colisiones exitosas deben tener suficiente energía, también conocida como energía de activación, en el momento del impacto para romper los enlaces preexistentes y formar todos los enlaces nuevos. Esto da lugar a los productos de la reacción. La energía de activación se suele predecir utilizando la teoría de los estados de transición. Al aumentar la concentración del reactivo se producen más colisiones y, por tanto, más colisiones con éxito. El aumento de la temperatura incrementa la energía cinética media de las moléculas en una solución, aumentando el número de colisiones que tienen suficiente energía. La teoría de las colisiones fue propuesta de forma independiente por Max Trautz en 1916[1] y William Lewis en 1918[2] [3].

Importancia de la teoría de colisiones en la vida cotidiana

La teoría de colisiones explica la velocidad de muchas reacciones. Propone dos ideas clave: las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y la energía suficiente para que se produzca una reacción.

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La teoría de las colisiones consta de tres partes importantes. En primer lugar, las sustancias que reaccionan deben chocar. En segundo lugar, deben colisionar con la orientación correcta. En tercer lugar, deben colisionar con suficiente energía. Si todo esto ocurre, las moléculas reaccionarán.

A temperaturas más bajas, las moléculas tienen menos energía cinética. A medida que aumenta la temperatura de las moléculas, también lo hace su energía cinética, lo que significa que las moléculas se mueven más deprisa. Un ligero aumento de la temperatura provoca un gran aumento del número de moléculas con energía cinética superior a la energía de activación, lo que significa que aumenta la velocidad de reacción.

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