Różnica między teorią zderzenia a teorią stanu przejściowego

Kluczowa różnica - kolizja Teoria vs Teoria stanu przejściowego
 

Teoria zderzeń i teoria stanów przejściowych to dwie teorie, które są stosowane 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 szybkość reakcji, zakładając tworzenie związków pośrednich, które są stanami przejściowymi. The kluczowa różnica między teorią zderzenia a teorią stanu przejściowego jest właśnie to teoria zderzeń dotyczy zderzeń między cząsteczkami gazu, podczas gdy teoria stanu przejściowego dotyczy tworzenia związków pośrednich w stanach przejściowych.

ZAWARTOŚĆ

1. Przegląd i kluczowa różnica
2. Co to jest teoria zderzeń
3. Co to jest teoria stanu przejściowego
4. Porównanie obok siebie - Teoria zderzeń a teoria stanu przejściowego 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 zbudowana jest w oparciu o kinetyczną teorię gazów (kinetyczna teoria gazów opisuje, że gazy zawierają cząstki, które nie mają określonych objętości, ale o określonych masach i nie ma między cząsteczkami przyciągania lub odpychania).

Rycina 01: Jeśli w małej objętości znajduje się wiele cząstek gazu, stężenie jest wysokie, a prawdopodobieństwo zderzenia dwóch cząstek gazu jest wysokie. Powoduje to dużą liczbę udanych kolizji

Zgodnie z teorią zderzeń tylko kilka zderzeń między cząstkami gazu powoduje, że cząstki te podlegają znacznym reakcjom chemicznym. Te kolizje są znane jako udane kolizje. Energia wymagana do udanych kolizji jest znana jako energia aktywacji. Zderzenia te mogą powodować zrywanie 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 reakcji elementarnych. Zgodnie z tą teorią reagenty, produkty i związki w stanie przejściowym są w równowadze chemicznej.

Rycina 02: Schemat przedstawiający reagenty, produkty i kompleksy stanu przejściowego

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

1. Stężenie związku w stanie przejściowym (znane jako kompleks aktywowany)
2. Szybkość rozkładu aktywowanego kompleksu - determinuje szybkość tworzenia pożądanego produktu
3. Sposób rozkładu aktywowanego kompleksu - determinuje produkty powstałe w reakcji chemicznej

Jednak zgodnie z tą teorią istnieją dwa podejścia do reakcji chemicznej; aktywowany kompleks może powrócić do postaci reagenta lub może się rozpaść, tworząc produkt (y). Różnica energii między energią reagenta a energią stanu przejściowego jest znana jako energia aktywacji.

Jaka jest różnica między teorią zderzenia a teorią stanu przejściowego?

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 z powodu 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 będą w stanie pokonać barierę energii aktywacji.

Podsumowanie - kolizja Teoria vs Teoria stanu przejściowego

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

Odniesienie:

1. „Teoria zderzeń”. Chemia LibreTexts, Libretexts, 22 maja 2017 r. Dostępne tutaj 
2. „Teoria stanu przejściowego”. Wikipedia, Wikimedia Foundation, 28 lutego 2018 r. Dostępne tutaj  
3. „9.7: Teorie szybkości reakcji”. Chemia LibreTexts, Libretexts, 21 lipca 2016 r. Dostępne tutaj

Zdjęcie dzięki uprzejmości:

1. 'Zderzenia molekularne' Przez Sadi_Carnot (domena publiczna) przez Commons Wikimedia  
2. Wykres współrzędnych Rxn 5'By Chem540grp1f08 - Praca własna, (CC BY-SA 3.0) przez Commons Wikimedia