nyckelskillnad – kollisionsteori vs övergångstillståndsteori
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 kemiska reaktioner i gasfas. Övergångstillståndsteori förklarar reaktionshastigheterna genom att anta bildandet av mellanliggande föreningar som är övergångstillstånd. Den viktigaste skillnaden mellan kollisionsteori och övergångstillståndsteori är att kollisionsteori relaterar till kollisioner mellan gasmolekyler medan övergångstillståndsteori relaterar till bildandet av mellanliggande föreningar i övergångstillstånd.
Vad är kollisionsteori?
Kollisionsteorin förklarar att kemiska reaktioner i gasfas uppstår när molekyler kolliderar med tillräcklig kinetisk energi. Denna teori bygger på den kinetiska teorin om gaser (den kinetiska teorin om gaser beskriver att gaser innehåller partiklar som inte har några definierade volymer men med definierade massor och det finns inga intermolekylära attraktioner eller repulsioner mellan dessa gaspartiklar).
Figur 01: Om det finns många gaspartiklar i en liten volym, då är koncentrationen hög, då är sannolikheten att två gaspartiklar kolliderar hög. Detta resulterar i ett stort antal lyckade kollisioner
Enligt kollisionsteorin är det bara ett fåtal kollisioner mellan gaspartiklar som gör att dessa partiklar genomgår avsevärda kemiska reaktioner. Dessa kollisioner kallas framgångsrika kollisioner. Den energi som krävs för dessa framgångsrika kollisioner kallas aktiveringsenergi. Dessa kollisioner kan orsaka brott och bildning av kemiska bindningar.
Vad är Transition State Theory?
Övergångstillståndsteori indikerar att mellan tillståndet där molekyler är reaktanter och tillståndet där molekyler är produkter, finns det ett tillstånd som kallas övergångstillstånd. 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
Teorin om övergångstillstånd kan användas för att förstå mekanismen för en elementär kemisk reaktion. Denna teori är ett mer korrekt alternativ till Arrhenius-ekvationen. Enligt övergångstillståndsteorin finns det tre huvudfaktorer som påverkar mekanismen för en reaktion;
- Koncentrationen av övergångstillståndsföreningen (känd som aktiverat komplex)
- Hastigheten för nedbrytningen av det aktiverade komplexet – detta bestämmer hastigheten för bildandet av den önskade produkten
- Sättet för nedbrytning av det aktiverade komplexet – detta bestämmer vilka produkter som bildas i den kemiska reaktionen
Men enligt denna teori finns det två tillvägagångssätt för en kemisk reaktion; det aktiverade komplexet kan återgå till reaktantformen, eller så kan det bryta isär för att bilda produkt(er). Energiskillnaden mellan reaktantenergi och övergångstillståndsenergi är känd som aktiveringsenergin.
Vad är skillnaden mellan kollisionsteori och övergångstillståndsteori?
Collision Theory vs Transition State Theory |
|
| Kollisionsteorin förklarar att de kemiska reaktionerna i gasfas uppstår när molekyler kolliderar med tillräcklig kinetisk energi. | Övergångstillståndsteori indikerar att mellan tillståndet där molekyler är reaktanter och tillståndet där molekyler är produkter, finns det ett tillstånd som kallas övergångstillstånd. |
| Princip | |
| Kollisionsteorin säger att kemiska reaktioner (i gasfasen) uppstår på grund av kollisioner mellan reaktanter. | Övergångstillståndsteorin säger att kemiska reaktioner sker genom att gå igenom ett övergångstillstånd. |
| Requirements | |
| Enligt kollisionsteorin är det bara framgångsrika kollisioner som orsakar kemiska reaktioner. | Enligt övergångstillståndsteorin kommer en kemisk reaktion att fortskrida 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 kollisionsteorin relaterar till kollisioner mellan gasmolekyler medan övergångstillståndsteorin relaterar till bildningen av mellanliggande föreningar i övergångstillstånd.
