Forskellen Mellem Kollisionsteori Og Overgangsstatsteori

2024 Forfatter: Mildred Bawerman | [email protected]. Sidst ændret: 2023-12-16 08:37

Nøgleforskel - Kollisionsteori vs Overgangsstatsteori

Kollisionsteori og overgangstilstandsteori er to teorier, der bruges til at forklare reaktionshastighederne for forskellige kemiske reaktioner på molekylært niveau. Kollisionsteori beskriver kollisioner mellem gasmolekyler i kemiske gasfasereaktioner. Overgangstilstandsteori forklarer reaktionshastighederne ved at antage dannelsen af mellemliggende forbindelser, der er overgangstilstande. Hovedforskellen mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er, at kollisionsteori vedrører kollisioner mellem gasmolekyler, mens overgangstilstandsteori vedrører dannelsen af mellemforbindelser i overgangstilstande.

INDHOLD

1. Oversigt og nøgleforskel

2. Hvad er kollisionsteori

3. Hvad er overgangstilstandsteori

4. Sammenligning side om side - Kollisionsteori vs overgangstilstandsteori i tabelform

5. Resume

Hvad er kollisionsteori?

Kollisionsteorien forklarer, at gasfase kemiske reaktioner opstår, 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 uden definerede volumener, men med definerede masser, og der er ingen intermolekylære attraktioner eller frastød mellem disse gaspartikler).

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

Ifølge kollisionsteorien får kun få kollisioner mellem gaspartikler disse partikler til at gennemgå betydelige kemiske reaktioner. Disse kollisioner er kendt som vellykkede kollisioner. Den krævede energi til disse vellykkede kollisioner er kendt som aktiveringsenergi. Disse kollisioner kan forårsage brud og dannelse af kemiske bindinger.

Hvad er Transition State Theory?

Overgangstilstandsteori indikerer, at der mellem den tilstand, hvor molekyler er reaktanter, og den tilstand, hvor molekyler er produkter, er en tilstand kendt som overgangstilstanden. Overgangstilstandsteorien kan bruges til at bestemme reaktionshastighederne for elementære reaktioner. Ifølge 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 præcist alternativ til Arrhenius-ligningen. I henhold til overgangstilstandsteorien er der tre hovedfaktorer, der påvirker en reaktionsmekanisme;

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

Ifølge denne teori er der imidlertid to tilgange til en kemisk reaktion; det aktiverede kompleks kan vende tilbage til reaktantformen, eller det kan bryde sammen for at danne produkt (er). Energiforskellen mellem reaktant energi og overgangstilstandsenergi er kendt som aktiveringsenergien.

Hvad er forskellen mellem kollisionsteori og overgangsstatsteori?

Diff artikel midt foran bordet

Kollisionsteori vs overgangsstatsteori
Kollisionsteorien forklarer, at de gasfase kemiske reaktioner opstår, når molekyler kolliderer med tilstrækkelig kinetisk energi.	Overgangstilstandsteori indikerer, at der mellem den tilstand, hvor molekyler er reaktanter, og den tilstand, hvor molekyler er produkter, er en tilstand kendt som overgangstilstanden.
Princip
Kollisionsteori siger, at kemiske reaktioner (i gasfasen) opstår på grund af kollisioner mellem reaktanter.	Overgangstilstandsteori siger, at kemiske reaktioner forekommer via at gå gennem en overgangstilstand.
Krav
Ifølge kollisionsteorien forårsager kun vellykkede kollisioner kemiske reaktioner.	I henhold til overgangstilstandsteori vil en kemisk reaktion udvikle sig, hvis reaktanterne kan overvinde aktiveringsenergibarrieren.

Resumé - Kollisionsteori vs Overgangsstatsteori

Kollisionsteori og overgangstilstandsteori bruges til at forklare reaktionshastigheder og mekanismer for forskellige kemiske reaktioner. Forskellen mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er, at kollisionsteori vedrører kollisionerne mellem gasmolekyler, mens overgangstilstandsteori vedrører dannelsen af mellemliggende forbindelser i overgangstilstande.