Nyckelskillnad - Kollisionsteori vs Övergångsstatsteori
Kollisionsteori och övergångstillståndsteori är två teorier som används för att förklara reaktionshastigheterna för olika kemiska reaktioner på molekylär nivå. Kollisionsteori beskriver kollisioner mellan gasmolekyler i gasfas kemiska reaktioner. Övergångstillståndsteori förklarar reaktionshastigheterna genom att anta bildandet av mellanföreningar som är övergångstillstånd. Huvudskillnaden mellan kollisionsteori och övergångstillståndsteori är att kollisionsteori avser kollisioner mellan gasmolekyler medan övergångstillståndsteori avser bildandet av mellanföreningar i övergångstillstånd.
INNEHÅLL
1. Översikt och nyckeldifferens
2. Vad är kollisionsteori
3. Vad är övergångstillståndsteori
4. Jämförelse sida vid sida - Kollisionsteori vs övergångstillståndsteori i tabellform
5. Sammanfattning
Vad är kollisionsteori?
Kollisionsteorin förklarar att kemiska reaktioner i gasfas uppstår när molekyler kolliderar med tillräcklig kinetisk energi. Denna teori är baserad på den kinetiska teorin om gaser (den kinetiska teorin om gaser beskriver att gaser innehåller partiklar utan definierade volymer men med definierade massor och det finns inga intermolekylära attraktioner eller avstötningar mellan dessa gaspartiklar).
Figur 01: Om det finns många gaspartiklar i en liten volym är koncentrationen hög, då är sannolikheten för att kollidera två gaspartiklar hög. Detta resulterar i ett stort antal framgångsrika kollisioner
Enligt kollisionsteorin orsakar endast ett fåtal kollisioner mellan gaspartiklar dessa partiklar genomgår betydande kemiska reaktioner. Dessa kollisioner kallas framgångsrika kollisioner. Den energi som krävs för dessa framgångsrika kollisioner kallas aktiveringsenergi. Dessa kollisioner kan orsaka brott och bilda kemiska bindningar.
Vad är Transition State Theory?
Övergångstillståndsteori indikerar att mellan det tillstånd där molekyler är reaktanter och tillståndet där molekyler är produkter finns det ett tillstånd som kallas övergångstillståndet. Övergångstillståndsteorin kan användas för att bestämma reaktionshastigheterna för elementära reaktioner. Enligt denna teori är reaktanterna, produkterna och övergångstillståndsföreningarna i kemisk jämvikt med varandra.
Figur 02: Ett diagram som visar reaktanter, produkter och övergångstillståndskomplex
Övergångstillståndsteorin kan användas för att förstå mekanismen för en elementär kemisk reaktion. Denna teori är ett mer exakt alternativ till Arrhenius-ekvationen. Enligt teorin för övergångstillstånd finns det tre viktiga faktorer som påverkar mekanismen för en reaktion;
- Koncentrationen av övergångstillståndsföreningen (känd som aktiverat komplex)
- Nedbrytningshastigheten för det aktiverade komplexet - detta bestämmer bildningshastigheten för den önskade produkten
- Sättet för nedbrytning av det aktiverade komplexet - detta avgör vilka produkter som bildas i den kemiska reaktionen
Enligt denna teori finns det dock två metoder för en kemisk reaktion; det aktiverade komplexet kan återgå till reaktantformen, eller så kan det bryta sönder för att bilda produkt (er). Energidifferensen mellan reaktantenergi och övergångstillståndsenergi är känd som aktiveringsenergin.
Vad är skillnaden mellan kollisionsteori och övergångstillståndsteori?
Skilja artikeln mitt före bordet
Kollisionsteori vs övergångsstatsteori |
|
| Kollisionsteorin förklarar att de gasfas kemiska reaktionerna uppstår när molekyler kolliderar med tillräcklig kinetisk energi. | Övergångstillståndsteori indikerar att mellan det tillstånd där molekyler är reaktanter och tillståndet där molekyler är produkter finns det ett tillstånd som kallas övergångstillståndet. |
| Princip | |
| Kollisionsteori säger att kemiska reaktioner (i gasfasen) uppstår på grund av kollisioner mellan reaktanter. | Övergångstillståndsteori säger att kemiska reaktioner sker genom att gå igenom ett övergångstillstånd. |
| Krav | |
| Enligt kollisionsteorin orsakar endast framgångsrika kollisioner kemiska reaktioner. | Enligt övergångstillståndsteorin kommer en kemisk reaktion att utvecklas om reaktanterna kan övervinna aktiveringsenergibarriären. |
Sammanfattning - Collision Theory vs Transition State Theory
Kollisionsteori och övergångstillståndsteori används för att förklara reaktionshastigheter och mekanismer för olika kemiska reaktioner. Skillnaden mellan kollisionsteori och övergångstillståndsteori är att kollisionsteori avser kollisioner mellan gasmolekyler medan övergångstillståndsteori avser bildandet av mellanföreningar i övergångstillstånd.
