Kollisionsteori

Kollisionsteori ist ein Konzept der chemischen Kinetik, das die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen durch Stöße der beteiligten Teilchen erklärt. Demnach kann eine Reaktion nur zustande kommen, wenn die Kollisionspartner miteinander kollidieren; nur ein Teil dieser Stöße führt tatsächlich zur Umwandlung der Substanzen, abhängig von der Kollisionsenergie und der Orientierung der Moleküle.

Zentral sind die Kollisionshäufigkeit Z und die Aktivierungsenergie Ea. Die Reaktionsrate für eine elementare bimolekulare Gasreaktion wird oft beschrieben durch r = k[A][B], wobei k ≈ pZ exp(-Ea/RT). Hier steht Z für die Kollisionsfrequenz, p für einen Orientierungsefaktor (Sterikfaktor), der die Wahrscheinlichkeit korrekter Kollisionsausrichtungen codiert, und exp(-Ea/RT) spiegelt die Boltzmann-Verteilung der Kollisionsenergien wider. Damit lässt sich eine Verbindung zur Arrhenius-Gleichung herstellen, die den präexponenten Faktor A als Produkt aus Z und dem Orientierungseffekt interpretiert.

Z hängt von Temperatur, Molekülgrößen und der relativen Geschwindigkeit der Teilchen ab; der Orientierungsefaktor p liegt unter 1 und berücksichtigt, dass nicht alle Kollisionen eine Reaktion auslösen. Die einfache Kollisionstheorie gilt am besten für gasförmige, elementary Reaktionen; bei Lösungen oder komplexen Reaktionswegen reicht sie oft nur als grobe Abschätzung.

Begrenzungen der Theorie ergeben sich aus der Annahme eines einzelnen Stößes ohne Zwischenzustände und aus Vereinfachungen über die Wirkweise von Solventen und Mehrfachreaktionen. In der modernen Reaktionskinetik wird Kollisionsteori daher häufig durch weiterentwickelte Ansätze wie die Übergangszustandstheorie ergänzt oder ersetzt, liefert aber weiterhin eine anschauliche Grundlage für das Verständnis von Reaktionsraten.