Hovedforskjell - Kollisjonsteori vs Overgangsstatsteori
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er to teorier som brukes til å forklare reaksjonshastighetene til forskjellige kjemiske reaksjoner på molekylært nivå. Kollisjonsteori beskriver kollisjonene mellom gassmolekyler i kjemiske reaksjoner i gassfasen. Overgangstilstandsteori forklarer reaksjonshastighetene ved å anta dannelsen av mellomforbindelser som er overgangstilstander. Hovedforskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er at kollisjonsteori er relatert til kollisjonene mellom gassmolekyler mens overgangstilstandsteori vedrører dannelsen av mellomforbindelser i overgangstilstander.
INNHOLD
1. Oversikt og hovedforskjell
2. Hva er kollisjonsteori
3. Hva er overgangstilstandsteori
4. Sammenligning side om side - kollisjonsteori vs overgangstilstandsteori i tabellform
5. Sammendrag
Hva er kollisjonsteori?
Kollisjonsteorien forklarer at kjemiske reaksjoner i gassfase oppstår når molekyler kolliderer med tilstrekkelig kinetisk energi. Denne teorien er basert på den kinetiske teorien om gasser (den kinetiske teorien om gasser beskriver at gasser inneholder partikler uten definerte volumer, 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
I følge kollisjonsteorien er det bare noen få kollisjoner mellom gasspartikler som får disse partiklene til å gjennomgå betydelige kjemiske reaksjoner. Disse kollisjonene er kjent som vellykkede kollisjoner. Energien som kreves for disse vellykkede kollisjonene er kjent som 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 kjent som overgangstilstand. Overgangstilstandsteorien kan brukes til å bestemme reaksjonshastighetene for elementære reaksjoner. Ifølge denne teorien er reaktantene, produktene og overgangstilstandsforbindelsene i kjemisk likevekt med hverandre.
Figur 02: Et diagram som viser reaktanter, produkter og overgangstilstandskomplekser
Overgangstilstandsteorien kan brukes til å forstå mekanismen til en elementær kjemisk reaksjon. Denne teorien er et mer nøyaktig alternativ til Arrhenius-ligningen. I følge overgangstilstandsteorien er det tre hovedfaktorer som påvirker reaksjonsmekanismen;
- Konsentrasjonen av overgangstilstandsforbindelsen (kjent som aktivert kompleks)
- Nedbrytningshastigheten for det aktiverte komplekset - dette bestemmer hastigheten for dannelsen av det ønskede produktet
- Måten for nedbrytning av det aktiverte komplekset - dette bestemmer produktene som dannes i den kjemiske reaksjonen
I følge denne teorien er det imidlertid to tilnærminger til en kjemisk reaksjon; det aktiverte komplekset kan komme tilbake til reaktantformen, eller det kan bryte fra hverandre for å danne produkt (er). Energidifferansen mellom reaktant energi og overgangstilstandsenergi er kjent som aktiveringsenergien.
Hva er forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangsstatsteori?
Diff Article Midt før tabell
Kollisjonsteori vs overgangsstatsteori |
|
| Kollisjonsteorien forklarer at de kjemiske reaksjonene i gassfasen 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 kjent som overgangstilstand. |
| Prinsipp | |
| Kollisjonsteori sier at kjemiske reaksjoner (i gassfasen) oppstår på grunn av kollisjoner mellom reaktanter. | Overgangstilstandsteori sier at kjemiske reaksjoner skjer gjennom å gå gjennom en overgangstilstand. |
| Krav | |
| I følge kollisjonsteorien er det bare vellykkede kollisjoner som forårsaker kjemiske reaksjoner. | I henhold til overgangstilstandsteori vil en kjemisk reaksjon utvikle seg hvis reaktantene kan overvinne aktiveringsenergibarrieren. |
Sammendrag - Kollisjonsteori vs Overgangsstatsteori
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori brukes til å forklare reaksjonshastigheter og mekanismer for forskjellige kjemiske reaksjoner. Forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er at kollisjonsteori er relatert til kollisjoner mellom gassmolekyler, mens overgangstilstandsteori vedrører dannelse av mellomforbindelser i overgangstilstander.
