Forskjell mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori
Share
Nøkkelforskjell - Kollisjon Teori vs Overgangstilstandsteori
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er to teorier som brukes til å forklare reaksjonshastighetene for forskjellige kjemiske reaksjoner på molekylært nivå. Kollisjonsteori beskriver kollisjonene av gassmolekyler i gassfase kjemiske reaksjoner. Overgangstilstandsteori forklarer reaksjonshastighetene ved å forutse dannelsen av intermediære forbindelser som er overgangsstater. De nøkkelforskjell mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er det kollisjonsteori relaterer seg til kollisjonene mellom gassmolekyler, mens overgangstestteori relaterer til dannelsen av intermediære forbindelser i overgangsstater.
INNHOLD
1. Oversikt og nøkkelforskjell
2. Hva er kollisjonsteori
3. Hva er Transition State Theory
4. Side ved side-sammenligning - Kollisjonsteori vs Overgangsstatsteori i tabellform
5. Sammendrag
Hva er kollisjonsteori?
Kollisjonsteorien forklarer at gassfase kjemiske reaksjoner oppstår når molekyler kolliderer med tilstrekkelig kinetisk energi. Denne teorien bygger på kinetisk teori om gasser (kinetisk teori om gasser beskriver at gasser inneholder partikler som ikke har noen definerte mengder, men med definerte masser og det er ingen intermolekylære attraksjoner eller frastøtinger mellom disse gasspartiklene).
Figur 01: Hvis det er mange gasspartikler i et lite volum, så er konsentrasjonen høy, så er sannsynligheten for å kollidere to gasspartikler høy. Dette resulterer i et høyt antall vellykkede kollisjoner
Ifølge kollisjonsteorien forårsaker bare noen få kollisjoner mellom gasspartikler at disse partiklene gjennomgår betydelige kjemiske reaksjoner. Disse kollisjonene er kjent som vellykkede kollisjoner. Energien som kreves for disse vellykkede kollisjonene, kalles aktiveringsenergi. Disse kollisjonene kan forårsake brudd og dannelse av kjemiske bindinger.
Hva er Transition State Theory?
Overgangstilstandsteori indikerer at mellom staten hvor molekyler er reaktanter og tilstanden der molekyler er produkter, er det en tilstand som er kjent som overgangsstaten. Overgangstilstandsteorien kan brukes til å bestemme reaksjonshastighetene for elementære reaksjoner. Ifølge denne teorien er reaktantene, produktene og overgangsstatforbindelsene i kjemisk likevekt med hverandre.
Figur 02: Et diagram som viser reaktanter, produkter og overgangsstatskomplekser
Overgangstilstandsteorien kan brukes til å forstå mekanismen for en elementær kjemisk reaksjon. Denne teorien er et mer nøyaktig alternativ til Arrhenius ligning. I henhold til overgangstilstandsteorien er det tre hovedfaktorer som påvirker mekanismen til en reaksjon;
- Konsentrasjonen av overgangstilstandsforbindelsen (kjent som aktivert kompleks)
- Graden av nedbrytning av det aktiverte komplekset - dette bestemmer hastigheten på dannelsen av det ønskede produkt
- Veien for nedbrytning av det aktiverte komplekset - dette bestemmer produktene dannet i den kjemiske reaksjonen
Imidlertid er det ifølge denne teorien to tilnærminger til en kjemisk reaksjon; Det aktiverte komplekset kan returnere til reaktantformen, eller det kan skilles for å danne produkt (er). Energidifferansen mellom reaktant energi og overgangsstatus energi er kjent som aktiveringsenergien.
Hva er forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori?
Kollisjonsteori vs Overgangsstatsteori | |
| Kollisjonsteorien forklarer at gassfase kjemiske reaksjoner oppstår når molekyler kolliderer med tilstrekkelig kinetisk energi. | Overgangstilstandsteori indikerer at mellom staten hvor molekyler er reaktanter og tilstanden der molekyler er produkter, er det en tilstand som er kjent som overgangsstaten. |
| Prinsipp | |
| Kollisjonsteori sier at kjemiske reaksjoner (i gassfasen) oppstår på grunn av kollisjoner mellom reaktanter. | Overgangstilstandsteori sier at kjemiske reaksjoner oppstår ved å gå gjennom en overgangsstatus. |
| Krav | |
| Ifølge kollisjonsteorien forårsaker bare vellykkede kollisjoner kjemiske reaksjoner. | Ifølge overgangstilstandsteori vil en kjemisk reaksjon utvikles hvis reaktantene kan overvinne aktiveringsenergibarrieren. |
Sammendrag - Kollisjon Teori vs Overgangstilstandsteori
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori brukes til å forklare reaksjonshastighetene og mekanismene for forskjellige kjemiske reaksjoner. Forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er at kollisjonsteori relaterer seg til kollisjonene mellom gassmolekyler mens overgangsstatusteori relaterer til dannelsen av intermediære forbindelser i overgangsstatistikker.
Henvisning:
1. "Kollisjonsteori". Kjemi LibreTexts, Libretexts, 22. mai 2017. Tilgjengelig her
2. "Transition State Theory." Wikipedia, Wikimedia Foundation, 28. februar 2018. Tilgjengelig her
3. "9.7: Reaksjonshastighetsteorier." Kjemi LibreTexts, Libretexts, 21. juli 2016. Tilgjengelig her
Bilde Courtesy:
1.'Molekylære kollisjoner 'Av Sadi_Carnot (Public Domain) via Commons Wikimedia
2.'Rxn koordinatdiagram 5'By Chem540grp1f08 - Eget arbeid, (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia
