Nøgleforskel – Collision Theory vs Transition State Theory
Kollisionsteori og overgangstilstandsteori er to teorier, der bruges til at forklare reaktionshastighederne for forskellige kemiske reaktioner på molekylært niveau. Kollisionsteori beskriver kollisioner af gasmolekyler i gasfasekemiske reaktioner. Overgangstilstandsteori forklarer reaktionshastighederne ved at antage dannelsen af mellemliggende forbindelser, der er overgangstilstande. Den vigtigste forskel mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er, at kollisionsteori relaterer sig til kollisioner mellem gasmolekyler, mens overgangstilstandsteori relaterer sig til dannelsen af mellemliggende forbindelser i overgangstilstande.
Hvad er kollisionsteori?
Kollisionsteorien forklarer, at gasfasekemiske reaktioner opstår, når molekyler kolliderer med tilstrækkelig kinetisk energi. Denne teori er bygget ud fra 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 tiltrækninger eller frastødninger mellem disse gaspartikler).
Figur 01: Hvis der er mange gaspartikler i et lille volumen, så er koncentrationen høj, så er sandsynligheden for at støde to gaspartikler høj. Dette resulterer i et stort antal vellykkede kollisioner
Ifølge kollisionsteorien er det kun få kollisioner mellem gaspartikler, der får disse partikler til at gennemgå betydelige kemiske reaktioner. Disse kollisioner er kendt som vellykkede kollisioner. Den energi, der kræves til disse vellykkede kollisioner, er kendt som aktiveringsenergi. Disse kollisioner kan forårsage brud og dannelse af kemiske bindinger.
Hvad er overgangstilstandsteori?
Teori om overgangstilstande 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 reaktanterne, produkterne og overgangstilstandsforbindelserne i kemisk ligevægt med hinanden.
Figur 02: Et diagram, der viser reaktanter, produkter og overgangstilstandskomplekser
Overgangstilstandsteorien kan bruges til at forstå mekanismen bag en elementær kemisk reaktion. Denne teori er et mere præcist alternativ til Arrhenius-ligningen. Ifølge overgangstilstandsteorien er der tre hovedfaktorer, der påvirker mekanismen for en reaktion;
- Koncentrationen af overgangstilstandsforbindelsen (kendt som aktiveret kompleks)
- Hastigheden for nedbrydning af det aktiverede kompleks – dette bestemmer hastigheden for dannelsen af det ønskede produkt
- Måden til 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 fra hinanden for at danne produkt(er). Energiforskellen mellem reaktantenergi og overgangstilstandsenergi er kendt som aktiveringsenergien.
Hvad er forskellen mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori?
Collision Theory vs Transition State Theory |
|
| Kollisionsteorien forklarer, at de kemiske gasfasereaktioner opstår, når molekyler kolliderer med tilstrækkelig kinetisk energi. | Teori om overgangstilstande indikerer, at der mellem tilstanden, hvor molekyler er reaktanter, og tilstanden, 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 sker ved at gå gennem en overgangstilstand. |
| Krav | |
| Ifølge kollisionsteorien er det kun vellykkede kollisioner, der forårsager kemiske reaktioner. | Ifølge overgangstilstandsteorien vil en kemisk reaktion skride frem, hvis reaktanterne kan overvinde aktiveringsenergibarrieren. |
Opsummering – Collision Theory vs Transition State Theory
Kollisionsteori og overgangstilstandsteori bruges til at forklare reaktionshastighederne og mekanismerne for forskellige kemiske reaktioner. Forskellen mellem kollisionsteori og overgangstilstandsteori er, at kollisionsteori relaterer sig til kollisioner mellem gasmolekyler, hvorimod overgangstilstandsteori relaterer sig til dannelsen af mellemliggende forbindelser i overgangstilstande.
