Forskellen mellem kollisionsteori og overgangsstatsteori

Nøgleforskel - kollision Teori vs Overgangsstatsteori

Kollisionsteori og overgangstilstandsteori er to teorier, der bruges til at forklare reaktionshastighederne for forskellige kemiske reaktioner på molekylært niveau. Kollisionsteori beskriver kollisionerne af gasmolekyler i gasfasekemiske reaktioner. Overgangstilstandsteori forklarer reaktionshastighederne ved at antage dannelse af mellemforbindelser, der er overgangstilstande. Det vigtigste forskel mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er det kollisionsteori vedrører kollisionerne mellem gasmolekyler, mens overgangstilstandsteorien vedrører dannelsen af mellemforbindelser i overgangstilstande.

INDHOLD

1. Oversigt og nøgleforskel
2. Hvad er kollisionsteori
3. Hvad er overgangsstatsteori
4. Sammenligning side ved side - kollisionsteori vs overgangstilstandsteori i tabelform
5. Resume

Hvad er kollisionsteori?

Kollisionsteorien forklarer, at gasfasekemiske reaktioner forekommer, når molekyler kolliderer med tilstrækkelig kinetisk energi. Denne teori er baseret på den kinetiske teori om gasser (den kinetiske teori om gasser beskriver, at gasser indeholder partikler, der ikke har nogen definerede mængder, men med definerede masser, og at der ikke er intermolekylære attraktioner eller frastødelser mellem disse gaspartikler).

Figur 01: Hvis der er mange gaspartikler i et lille volumen, er koncentrationen høj, så er sandsynligheden for at kollidere to gaspartikler høj. Dette resulterer i et stort antal succesrige kollisioner

I henhold til kollisionsteorien får kun få kollisioner mellem gaspartikler disse partikler til at gennemgå betydelige kemiske reaktioner. Disse kollisioner er kendt som vellykkede kollisioner. Den energi, der kræves til disse vellykkede kollisioner, kaldes aktiveringsenergi. Disse kollisioner kan forårsage brud og dannelse af kemiske bindinger.

Hvad er overgangsstatsteori?

Overgangstilstandsteori angiver, at der mellem staten, hvor molekyler er reaktanter, og den tilstand, hvor molekyler er produkter, der er en tilstand, der er kendt som overgangstilstanden. Overgangstilstandsteorien kan bruges til at bestemme reaktionshastighederne for elementære reaktioner. I henhold til denne teori er reaktanter, produkter og overgangstilstandsforbindelser i kemisk ligevægt med hinanden.

Figur 02: Et diagram, der viser reaktanter, produkter og overgangstilstandskomplekser

Overgangstilstandsteorien kan bruges til at forstå mekanismen for en elementær kemisk reaktion. Denne teori er et mere nøjagtigt alternativ til Arrhenius-ligning. I henhold til overgangstilstandsteorien er der tre hovedfaktorer, der påvirker mekanismen for en reaktion;

Koncentrationen af overgangstilstandsforbindelsen (kendt som aktiveret kompleks)
Hastigheden for nedbrydning af det aktiverede kompleks - dette bestemmer hastigheden for dannelsen af det ønskede produkt
Vejen til nedbrydning af det aktiverede kompleks - dette bestemmer de produkter, der dannes i den kemiske reaktion

I henhold til denne teori er der imidlertid to tilgange til en kemisk reaktion; det aktiverede kompleks kan vende tilbage til reaktantformen, eller det kan gå i stykker for at danne produkt (er). Energiforskellen mellem reaktantenergi og overgangstilstandsenergi er kendt som aktiveringsenergi.

Hvad er forskellen mellem kollisionsteori og overgangsstatsteori?

Kollisionsteori vs overgangsstatsteori
Kollisionsteorien forklarer, at gasfasekemiske reaktioner opstår, når molekyler kolliderer med tilstrækkelig kinetisk energi.	Overgangstilstandsteori angiver, at der mellem staten, hvor molekyler er reaktanter, og den tilstand, hvor molekyler er produkter, er der en tilstand, der kaldes overgangstilstanden..
Princip
Kollisionsteori siger, at kemiske reaktioner (i gasfasen) forekommer på grund af kollisioner mellem reaktanter.	Teori om overgangstilstand siger, at kemiske reaktioner opstår ved at gå gennem en overgangstilstand.
Krav
I henhold til kollisionsteorien er det kun succesrige kollisioner, der forårsager kemiske reaktioner.	I henhold til overgangstilstandsteori vil en kemisk reaktion skride frem, hvis reaktanterne kan overvinde aktiveringsenergibarrieren.

Resume - Kollision Teori vs Overgangsstatsteori

Kollisionsteori og overgangstilstandsteori bruges til at forklare reaktionshastighederne og mekanismerne for forskellige kemiske reaktioner. Forskellen mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er, at kollisionsteori vedrører kollisionerne mellem gasmolekyler, mens overgangstilstandsteorien vedrører dannelsen af mellemforbindelser i overgangstilstande.

Reference:

1. "Kollisionsteori." Kemi LibreTexts, Libretexts, 22. maj 2017. Findes her
2. "Overgangsstatsteori." Wikipedia, Wikimedia Foundation, 28. februar 2018. Tilgængelig her
3. "9.7: Teorier om reaktionshastigheder." Kemi LibreTexts, Libretexts, 21. juli 2016. Findes her

Billede høflighed:

1.'Molecular-collisions'By Sadi_Carnot (Public Domain) via Commons Wikimedia
2.'Rxn koordinatdiagram 5'By Chem540grp1f08 - Eget arbejde, (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia

Videnskab & natur