Teoria delle collisioni
# Teoria delle collisioni

La teoria delle collisioni o teoria degli urti è una teoria proposta da Max Trautz e William Lewis nel 1916 che spiega quantitativamente come avvengono le reazioni chimiche e perché le velocità di reazione sono diverse da reazione a reazione. La teoria assume che affinché una reazione chimica abbia luogo e i reagenti si trasformino nei prodotti, le molecole (o altre particelle reattive) dei reagenti devono collidere; in particolare, per provocare un urto efficace, devono farlo con un appropriato orientamento e con una sufficiente energia, detta energia di attivazione.

Di tutte le collisioni che avvengono, solo una frazione risulterà quindi essere utile per provocare l'avanzamento della reazione chimica.

## Costante di velocità

La costante di velocità di una reazione bimolecolare tra due gas, secondo il modello previsto dalla teoria delle collisioni è

    $k(T)=Z\rho \mathrm {e} ^{\frac {-\Delta E^{\ddagger }}{RT}}$

in cui la temperatura viene espressa in unità di energia (per esempio, il valore in kelvin deve essere moltiplicato per il valore della costante di Boltzmann in J/K):

* Z è la frequenza delle collisioni, ovvero il numero di collisioni tra molecole nell'unità di tempo
* $\rho$ è il fattore sterico
* $ΔE^‡$ è l'energia di attivazione della reazione
* T è la temperatura
* R è la costante universale dei gas.

La frequenza delle collisioni è a sua volta data da:

    $Z=N_{A}\sigma _{AB}{\sqrt {\frac {8T}{\pi \mu _{AB}}}}$

anche qui la temperatura viene misurata in unità di energia:

* $N_A$ è il numero di Avogadro
* $σ_{AB}$ è la sezione d'urto
* $μ_{AB}$ è la massa ridotta dei reagenti.
