Kluczowa różnica – teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego
Teoria kolizji i teoria stanu przejściowego to dwie teorie, które służą do wyjaśnienia szybkości różnych reakcji chemicznych na poziomie molekularnym. Teoria zderzeń opisuje zderzenia cząsteczek gazu w reakcjach chemicznych w fazie gazowej. Teoria stanów przejściowych wyjaśnia szybkości reakcji, zakładając powstawanie związków pośrednich, które są stanami przejściowymi. Kluczową różnicą między teorią zderzeń a teorią stanów przejściowych jest to, że teoria zderzeń dotyczy zderzeń między cząsteczkami gazu, podczas gdy teoria stanu przejściowego dotyczy tworzenia związków pośrednich w stanach przejściowych.
Co to jest teoria kolizji?
Teoria zderzeń wyjaśnia, że reakcje chemiczne w fazie gazowej zachodzą, gdy cząsteczki zderzają się z wystarczającą energią kinetyczną. Teoria ta jest zbudowana w oparciu o kinetyczną teorię gazów (kinetyczna teoria gazów opisuje, że gazy zawierają cząstki nie mające określonej objętości, ale o określonej masie i nie ma międzycząsteczkowego przyciągania ani odpychania między tymi cząsteczkami gazu).
Rysunek 01: Jeśli w małej objętości znajduje się wiele cząstek gazu, to stężenie jest wysokie, a zatem prawdopodobieństwo zderzenia dwóch cząstek gazu jest wysokie. Powoduje to dużą liczbę udanych kolizji
Zgodnie z teorią zderzeń tylko kilka zderzeń między cząsteczkami gazu powoduje, że cząsteczki te przechodzą znaczące reakcje chemiczne. Te kolizje są znane jako kolizje udane. Energia wymagana do tych udanych zderzeń jest znana jako energia aktywacji. Te zderzenia mogą powodować pękanie i tworzenie wiązań chemicznych.
Co to jest teoria stanu przejściowego?
Teoria stanów przejściowych wskazuje, że pomiędzy stanem, w którym molekuły są reagentami, a stanem, w którym molekuły są produktami, istnieje stan zwany stanem przejściowym. Teoria stanów przejściowych może być wykorzystana do określenia szybkości reakcji elementarnych. Zgodnie z tą teorią reagenty, produkty i związki w stanie przejściowym są ze sobą w równowadze chemicznej.
Rysunek 02: Diagram przedstawiający reagenty, produkty i kompleksy stanu przejściowego
Teoria stanów przejściowych może być wykorzystana do zrozumienia mechanizmu elementarnej reakcji chemicznej. Ta teoria jest dokładniejszą alternatywą dla równania Arrheniusa. Zgodnie z teorią stanów przejściowych istnieją trzy główne czynniki wpływające na mechanizm reakcji;
- Stężenie związku w stanie przejściowym (znanego jako kompleks aktywowany)
- Szybkość rozkładu aktywowanego kompleksu – to określa szybkość tworzenia pożądanego produktu
- Sposób rozpadu aktywowanego kompleksu – to determinuje produkty powstałe w reakcji chemicznej
Jednak zgodnie z tą teorią istnieją dwa podejścia do reakcji chemicznej; aktywowany kompleks może powrócić do postaci reagenta lub może rozpaść się tworząc produkt(y). Różnica energii między energią substratu a energią stanu przejściowego jest znana jako energia aktywacji.
Jaka jest różnica między teorią zderzeń a teorią stanów przejściowych?
Teoria kolizji a teoria stanu przejściowego |
|
| Teoria zderzeń wyjaśnia, że reakcje chemiczne w fazie gazowej zachodzą, gdy cząsteczki zderzają się z wystarczającą energią kinetyczną. | Teoria stanów przejściowych wskazuje, że pomiędzy stanem, w którym molekuły są reagentami, a stanem, w którym molekuły są produktami, istnieje stan zwany stanem przejściowym. |
| Zasada | |
| Teoria kolizji mówi, że reakcje chemiczne (w fazie gazowej) zachodzą w wyniku zderzeń między reagentami. | Teoria stanów przejściowych mówi, że reakcje chemiczne zachodzą poprzez przejście przez stan przejściowy. |
| Wymagania | |
| Zgodnie z teorią zderzeń tylko udane zderzenia powodują reakcje chemiczne. | Zgodnie z teorią stanu przejściowego reakcja chemiczna będzie postępowała, jeśli reagenty pokonają barierę energii aktywacji. |
Podsumowanie – Teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego
Teoria kolizji i teoria stanów przejściowych służą do wyjaśniania szybkości i mechanizmów różnych reakcji chemicznych. Różnica między teorią zderzeń a teorią stanów przejściowych polega na tym, że teoria zderzeń dotyczy zderzeń między cząsteczkami gazu, podczas gdy teoria stanu przejściowego dotyczy tworzenia związków pośrednich w stanach przejściowych.
