Tärkein ero - Törmäysteoria vs Siirtymätilan teoria
Törmäysteoria ja siirtymätilan teoria ovat kaksi teoriaa, joita käytetään selittämään eri kemiallisten reaktioiden reaktionopeuksia molekyylitasolla. Törmäysteoria kuvaa kaasumolekyylien törmäyksiä kaasufaasikemiallisissa reaktioissa. Siirtymätilan teoria selittää reaktionopeudet olettaen välituotteiden muodostumisen, jotka ovat siirtymätiloja. Keskeinen ero törmäysteorian ja siirtymätilateorian välillä on, että törmäysteoria liittyy kaasumolekyylien törmäyksiin, kun taas siirtymätilan teoria liittyy välituoteyhdisteiden muodostumiseen siirtymätiloissa.
SISÄLLYS
1. Yleiskatsaus ja keskeinen ero
2. Mikä on törmäysteoria
3. Mikä on siirtymätilan teoria
4. Vertailu rinnakkain - Törmäysteoria vs Siirtymätilan teoria taulukkomuodossa
5. Yhteenveto
Mikä on törmäysteoria?
Törmäysteoria selittää, että kaasufaasikemialliset reaktiot tapahtuvat, kun molekyylit törmäävät riittävään kineettiseen energiaan. Tämä teoria perustuu kaasujen kineettiseen teoriaan.
Kuva 01: Jos pienessä tilavuudessa on paljon kaasupartikkeleita, pitoisuus on suuri, kahden kaasupartikkelin törmäämisen todennäköisyys on suuri. Tämä johtaa suureen määrään onnistuneita törmäyksiä
Törmäysteorian mukaan vain harvat kaasupartikkeleiden törmäykset aiheuttavat näille partikkeleille huomattavia kemiallisia reaktioita. Nämä törmäykset tunnetaan onnistuneina törmäyksinä. Näihin onnistuneisiin törmäyksiin tarvittava energia tunnetaan aktivointienergiana. Nämä törmäykset voivat aiheuttaa rikkoutumisen ja kemiallisten sidosten muodostumisen.
Mikä on siirtymätilan teoria?
Siirtymätilan teoria osoittaa, että tilan, jossa molekyylit ovat reagoivia aineita, ja tilan, jossa molekyylit ovat tuotteita, välillä on tila, joka tunnetaan siirtymätilana. Siirtymätilan teoriaa voidaan käyttää alkureaktioiden reaktionopeuksien määrittämiseen. Tämän teorian mukaan reagoivat aineet, tuotteet ja siirtymätilan yhdisteet ovat kemiallisessa tasapainossa keskenään.
Kuva 02: Kaavio reaktanteista, tuotteista ja siirtymätilan komplekseista
Siirtymätilan teoriaa voidaan käyttää ymmärtämään alkeiskemiallisen reaktion mekanismi. Tämä teoria on tarkempi vaihtoehto Arrhenius-yhtälölle. Siirtymätilan teorian mukaan reaktion mekanismiin vaikuttaa kolme päätekijää;
- Siirtymätilan yhdisteen (tunnetaan aktivoituna kompleksina) pitoisuus
- Aktivoidun kompleksin hajoamisnopeus - tämä määrittää halutun tuotteen muodostumisnopeuden
- Aktivoidun kompleksin hajoamistapa - tämä määrittää kemiallisessa reaktiossa muodostuvat tuotteet
Tämän teorian mukaan kemiallisessa reaktiossa on kuitenkin kaksi lähestymistapaa; aktivoitu kompleksi voi palata reagoivan aineen muotoon tai se voi hajota tuotteen (tuotteiden) muodostamiseksi. Reagoivan energian ja siirtymätilan energian välinen energiaero tunnetaan aktivointienergiana.
Mikä on ero törmäysteorian ja siirtymätilan teorian välillä?
Erilainen artikkeli keskellä taulukkoa
Törmäysteoria vs Siirtymätilan teoria |
|
| Törmäysteoria selittää, että kaasufaasikemialliset reaktiot tapahtuvat, kun molekyylit törmäävät riittävään kineettiseen energiaan. | Siirtymätilan teoria osoittaa, että tilan, jossa molekyylit ovat reagoivia aineita, ja tilan, jossa molekyylit ovat tuotteita, välillä on tila, joka tunnetaan siirtymätilana. |
| Periaate | |
| Törmäysteorian mukaan kemialliset reaktiot (kaasufaasissa) tapahtuvat reagoivien aineiden törmäysten vuoksi. | Siirtymätilan teoria toteaa, että kemialliset reaktiot tapahtuvat siirtymätilan läpi. |
| Vaatimukset | |
| Törmäysteorian mukaan vain onnistuneet törmäykset aiheuttavat kemiallisia reaktioita. | Siirtymätilan teorian mukaan kemiallinen reaktio etenee, jos reagoivat aineet pystyvät voittamaan aktivointienergiaesteen. |
Yhteenveto - Törmäysteoria vs Siirtymätilan teoria
Törmäysteoriaa ja siirtymätilan teoriaa käytetään selittämään eri kemiallisten reaktioiden reaktionopeuksia ja mekanismeja. Törmäys- ja siirtymätilateorian ero on siinä, että törmäysteoria liittyy kaasumolekyylien törmäyksiin, kun taas siirtymätilan teoria liittyy välituotteiden muodostumiseen siirtymätiloissa.
