Różnica Między Teorią Zderzeń A Teorią Stanu Przejściowego

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Ostatnio zmodyfikowany: 2023-12-16 08:41

Kluczowa różnica - teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego

Teoria zderzeń i teoria stanu przejściowego to dwie teorie, które służą do wyjaśnienia szybkości reakcji różnych reakcji chemicznych na poziomie molekularnym. Teoria zderzeń opisuje zderzenia cząsteczek gazu w reakcjach chemicznych w fazie gazowej. Teoria stanu przejściowego wyjaśnia szybkości reakcji, zakładając tworzenie związków pośrednich, które są stanami przejściowymi. Kluczowa różnica między teorią zderzeń a teorią stanu przejściowego polega na tym, że teoria zderzeń odnosi się do zderzeń między cząsteczkami gazu, podczas gdy teoria stanu przejściowego dotyczy tworzenia związków pośrednich w stanach przejściowych.

ZAWARTOŚĆ

1. Przegląd i kluczowe różnice

2. Czym jest teoria zderzeń

3. Czym jest teoria stanu przejściowego

4. Porównanie obok siebie - teoria zderzeń a teoria stanów przejściowych w formie tabelarycznej

5. Podsumowanie

Co to jest teoria zderzeń?

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 posiadające określonych objętości, ale o określonych masach i nie ma między cząsteczkami przyciągania ani odpychania między tymi cząstkami 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. Skutkuje to dużą liczbą udanych kolizji

Zgodnie z teorią zderzeń tylko kilka zderzeń między cząsteczkami gazu powoduje, że cząsteczki te ulegają znacznym reakcjom chemicznym. Te kolizje są znane jako udane kolizje. Energia wymagana do tych udanych zderzeń jest nazywana energią aktywacji. Zderzenia te mogą powodować pękanie i tworzenie wiązań chemicznych.

Co to jest teoria stanu przejściowego?

Teoria stanu przejściowego wskazuje, że pomiędzy stanem, w którym cząsteczki są reagentami, a stanem, w którym cząsteczki są produktami, istnieje stan znany jako stan przejściowy. Teorię stanu przejściowego można wykorzystać 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 stanów przejściowych

Teorię stanu przejściowego można wykorzystać do zrozumienia mechanizmu elementarnej reakcji chemicznej. Ta teoria jest dokładniejszą alternatywą dla równania Arrheniusa. Zgodnie z teorią stanu przejściowego istnieją trzy główne czynniki wpływające na mechanizm reakcji;

1. Stężenie związku w stanie przejściowym (znanego jako aktywowany kompleks)
2. Szybkość rozpadu aktywowanego kompleksu - określa szybkość powstawania pożądanego produktu
3. Sposób rozpadu aktywowanego kompleksu - decyduje o produktach powstałych w reakcji chemicznej

Jednak zgodnie z tą teorią istnieją dwa podejścia do reakcji chemicznej; aktywowany kompleks może powrócić do postaci reagenta lub może rozpadać się w celu utworzenia produktu (produktów). Różnica energii między energią reagentów a energią stanu przejściowego jest znana jako energia aktywacji.

Jaka jest różnica między teorią zderzeń a teorią stanu przejściowego?

Porównaj środek artykułu przed tabelą

Teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego
Teoria zderzeń wyjaśnia, że reakcje chemiczne w fazie gazowej zachodzą, gdy cząsteczki zderzają się z wystarczającą energią kinetyczną.	Teoria stanu przejściowego wskazuje, że pomiędzy stanem, w którym cząsteczki są reagentami, a stanem, w którym cząsteczki są produktami, istnieje stan znany jako stan przejściowy.
Zasada
Teoria zderzeń mówi, że reakcje chemiczne (w fazie gazowej) zachodzą w wyniku zderzeń między reagentami.	Teoria stanu przejściowego stwierdza, 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 postępować, jeśli reagenty pokonają barierę energii aktywacji.

Podsumowanie - teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego

Teoria zderzeń i teoria stanu przejściowego służą do wyjaśnienia szybkości reakcji i mechanizmów różnych reakcji chemicznych. Różnica między teorią zderzeń a teorią stanu przejściowego polega na tym, że teoria zderzeń odnosi się do zderzeń między cząsteczkami gazu, podczas gdy teoria stanu przejściowego dotyczy tworzenia związków pośrednich w stanach przejściowych.