Key Difference – Collision Theory vs Transition State Theory
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er to teorier som brukes til å forklare reaksjonshastighetene til ulike kjemiske reaksjoner på molekylært nivå. Kollisjonsteori beskriver kollisjoner av gassmolekyler i gassfasekjemiske reaksjoner. Overgangstilstandsteori forklarer reaksjonshastighetene ved å anta dannelsen av mellomforbindelser som er overgangstilstander. Den viktigste forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er at kollisjonsteori forholder seg til kollisjonene mellom gassmolekyler, mens overgangstilstandsteori forholder seg til dannelsen av mellomliggende forbindelser i overgangstilstander.
Hva er kollisjonsteori?
Kollisjonsteorien forklarer at gassfasekjemiske reaksjoner oppstår når molekyler kolliderer med tilstrekkelig kinetisk energi. Denne teorien er bygget basert på den kinetiske teorien om gasser (den kinetiske teorien om gasser beskriver at gasser inneholder partikler som ikke har definerte volum, men med definerte masser og det er ingen intermolekylære attraksjoner eller frastøtninger mellom disse gasspartiklene).
Figur 01: Hvis det er mange gasspartikler i et lite volum, så er konsentrasjonen høy, da er sannsynligheten for å kollidere med to gasspartikler stor. Dette resulterer i et høyt antall vellykkede kollisjoner
I følge kollisjonsteorien er det bare noen få kollisjoner mellom gasspartikler som gjør at disse partiklene gjennomgår betydelige kjemiske reaksjoner. Disse kollisjonene er kjent som vellykkede kollisjoner. Energien som kreves for disse vellykkede kollisjonene er kjent som aktiveringsenergi. Disse kollisjonene kan forårsake brudd og dannelse av kjemiske bindinger.
Hva er overgangstilstandsteori?
Teori om overgangstilstand indikerer at mellom tilstanden der molekyler er reaktanter og tilstanden der molekyler er produkter, er det en tilstand kjent som overgangstilstanden. Overgangstilstandsteorien kan brukes til å bestemme reaksjonshastighetene til elementære reaksjoner. I følge denne teorien er reaktantene, produktene og overgangstilstandsforbindelsene i kjemisk likevekt med hverandre.
Figur 02: Et diagram som viser reaktanter, produkter og overgangstilstandskomplekser
Teorien om overgangstilstand kan brukes til å forstå mekanismen til en elementær kjemisk reaksjon. Denne teorien er et mer nøyaktig alternativ til Arrhenius-ligningen. I følge overgangstilstandsteorien er det tre hovedfaktorer som påvirker mekanismen til en reaksjon;
- Konsentrasjonen av overgangstilstandsforbindelsen (kjent som aktivert kompleks)
- Hastigheten for nedbrytningen av det aktiverte komplekset – dette bestemmer hastigheten for dannelsen av det ønskede produktet
- Måten for nedbrytning av det aktiverte komplekset – dette bestemmer produktene som dannes i den kjemiske reaksjonen
Ifølge denne teorien er det imidlertid to tilnærminger til en kjemisk reaksjon; det aktiverte komplekset kan gå tilbake til reaktantformen, eller det kan bryte fra hverandre for å danne produkt(er). Energiforskjellen mellom reaktantenergi og overgangstilstandsenergi er kjent som aktiveringsenergien.
Hva er forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori?
Collision Theory vs Transition State Theory |
|
| Kollisjonsteorien forklarer at gassfasekjemiske reaksjoner oppstår når molekyler kolliderer med tilstrekkelig kinetisk energi. | Teori om overgangstilstand indikerer at mellom tilstanden der molekyler er reaktanter og tilstanden der molekyler er produkter, er det en tilstand kjent som overgangstilstanden. |
| Prinsipp | |
| Kollisjonsteori sier at kjemiske reaksjoner (i gassfasen) oppstår på grunn av kollisjoner mellom reaktanter. | Teori om overgangstilstand sier at kjemiske reaksjoner skjer ved å gå gjennom en overgangstilstand. |
| Requirements | |
| I følge kollisjonsteorien er det bare vellykkede kollisjoner som forårsaker kjemiske reaksjoner. | I følge overgangstilstandsteori vil en kjemisk reaksjon utvikle seg hvis reaktantene kan overvinne aktiveringsenergibarrieren. |
Summary – Collision Theory vs Transition State Theory
Kollisjonsteori og overgangstilstandsteori brukes til å forklare reaksjonshastigheter og mekanismer for ulike kjemiske reaksjoner. Forskjellen mellom kollisjonsteori og overgangstilstandsteori er at kollisjonsteori relaterer seg til kollisjoner mellom gassmolekyler, mens overgangstilstandsteori relaterer seg til dannelsen av mellomliggende forbindelser i overgangstilstander.
