Galvenā atšķirība - sadursmes teorija pret pārejas stāvokļa teoriju
Sadursmes teorija un pārejas stāvokļu teorija ir divas teorijas, ko izmanto, lai izskaidrotu dažādu ķīmisko reakciju reakcijas ātrumu molekulārā līmenī. Sadursmju teorija apraksta gāzes molekulu sadursmes gāzes fāzes ķīmiskajās reakcijās. Pārejas stāvokļu teorija izskaidro reakcijas ātrumus, pieņemot, ka veidojas starpposma savienojumi, kas ir pārejas stāvokļi. Galvenā atšķirība starp sadursmes teoriju un pārejas stāvokļu teoriju ir tāda, ka sadursmes teorija attiecas uz sadursmēm starp gāzes molekulām, savukārt pārejas stāvokļu teorija attiecas uz starpsavienojumu veidošanos pārejas stāvokļos.
Kas ir sadursmju teorija?
Sadursmes teorija skaidro, ka gāzes fāzes ķīmiskās reakcijas notiek, molekulām saduroties ar pietiekamu kinētisko enerģiju. Šī teorija ir balstīta uz gāzu kinētisko teoriju (gāzu kinētiskā teorija apraksta, ka gāzes satur daļiņas, kurām nav noteikts tilpums, bet ar noteiktu masu, un starp šīm gāzes daļiņām nav starpmolekulāru pievilcību vai atgrūšanas).
Attēls 01: Ja nelielā tilpumā ir daudz gāzes daļiņu, tad koncentrācija ir augsta, tad divu gāzes daļiņu sadursmes varbūtība ir augsta. Tas rada lielu skaitu veiksmīgu sadursmju
Saskaņā ar sadursmju teoriju, tikai dažas gāzes daļiņu sadursmes izraisa šīs daļiņas ievērojamas ķīmiskas reakcijas. Šīs sadursmes ir pazīstamas kā veiksmīgas sadursmes. Enerģija, kas nepieciešama šīm veiksmīgajām sadursmēm, ir pazīstama kā aktivizācijas enerģija. Šīs sadursmes var izraisīt pārrāvumus un ķīmisko saišu veidošanos.
Kas ir pārejas stāvokļa teorija?
Pārejas stāvokļa teorija norāda, ka starp stāvokli, kurā molekulas ir reaģenti, un stāvokli, kurā molekulas ir produkti, pastāv stāvoklis, kas pazīstams kā pārejas stāvoklis. Pārejas stāvokļu teoriju var izmantot, lai noteiktu elementāru reakciju reakcijas ātrumus. Saskaņā ar šo teoriju reaģenti, produkti un pārejas stāvokļu savienojumi atrodas viens ar otru ķīmiskā līdzsvarā.
Attēls 02: diagramma, kurā parādīti reaģenti, produkti un pārejas stāvokļu kompleksi
Pārejas stāvokļu teoriju var izmantot, lai izprastu elementāras ķīmiskās reakcijas mehānismu. Šī teorija ir precīzāka Arrhenius vienādojuma alternatīva. Saskaņā ar pārejas stāvokļu teoriju reakcijas mehānismu ietekmē trīs galvenie faktori;
- Pārejas stāvokļa savienojuma koncentrācija (pazīstama kā aktivizēts komplekss)
- Aktivizētā kompleksa sadalīšanās ātrums – tas nosaka vēlamā produkta veidošanās ātrumu
- Aktivētā kompleksa sadalīšanās veids – tas nosaka ķīmiskajā reakcijā radušos produktus
Tomēr saskaņā ar šo teoriju ķīmiskai reakcijai ir divas pieejas; aktivētais komplekss var atgriezties reaģenta formā, vai arī tas var sadalīties, veidojot produktu(-us). Enerģijas atšķirība starp reaģenta enerģiju un pārejas stāvokļa enerģiju ir pazīstama kā aktivizācijas enerģija.
Kāda ir atšķirība starp sadursmju teoriju un pārejas stāvokļa teoriju?
Sadursmes teorija pret pārejas stāvokļa teoriju |
|
| Sadursmes teorija skaidro, ka gāzes fāzes ķīmiskās reakcijas notiek, molekulām saduroties ar pietiekamu kinētisko enerģiju. | Pārejas stāvokļa teorija norāda, ka starp stāvokli, kurā molekulas ir reaģenti, un stāvokli, kurā molekulas ir produkti, ir stāvoklis, kas pazīstams kā pārejas stāvoklis. |
| Princips | |
| Sadursmes teorija apgalvo, ka ķīmiskās reakcijas (gāzes fāzē) notiek reaģentu sadursmes dēļ. | Pārejas stāvokļu teorija apgalvo, ka ķīmiskās reakcijas notiek, izejot cauri pārejas stāvoklim. |
| Prasības | |
| Saskaņā ar sadursmju teoriju tikai veiksmīgas sadursmes izraisa ķīmiskas reakcijas. | Saskaņā ar pārejas stāvokļu teoriju ķīmiska reakcija noritēs, ja reaģenti spēs pārvarēt aktivācijas enerģijas barjeru. |
Kopsavilkums - sadursmes teorija pret pārejas stāvokļa teoriju
Sadursmes teorija un pārejas stāvokļu teorija tiek izmantota, lai izskaidrotu dažādu ķīmisko reakciju reakcijas ātrumus un mehānismus. Atšķirība starp sadursmes teoriju un pārejas stāvokļu teoriju ir tāda, ka sadursmes teorija attiecas uz sadursmēm starp gāzes molekulām, turpretim pārejas stāvokļu teorija attiecas uz starpsavienojumu veidošanos pārejas stāvokļos.
