Unterschied Zwischen Kollisionstheorie Und Übergangszustandstheorie

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Zuletzt bearbeitet: 2023-12-16 08:37

Hauptunterschied - Kollisionstheorie vs. Übergangszustandstheorie

Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie sind zwei Theorien, mit denen die Reaktionsgeschwindigkeiten verschiedener chemischer Reaktionen auf molekularer Ebene erklärt werden. Die Kollisionstheorie beschreibt die Kollisionen von Gasmolekülen bei chemischen Reaktionen in der Gasphase. Die Übergangszustandstheorie erklärt die Reaktionsgeschwindigkeiten unter der Annahme der Bildung von Zwischenverbindungen, die Übergangszustände sind. Der Hauptunterschied zwischen Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie besteht darin, dass sich die Kollisionstheorie auf die Kollisionen zwischen Gasmolekülen bezieht, während sich die Übergangszustandstheorie auf die Bildung von Zwischenverbindungen in Übergangszuständen bezieht.

INHALT

1. Überblick und Hauptunterschied

2. Was ist Kollisionstheorie

? 3. Was ist Übergangszustandstheorie?

4. Vergleich nebeneinander - Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie in tabellarischer Form

5. Zusammenfassung

Was ist Kollisionstheorie?

Die Kollisionstheorie erklärt, dass chemische Reaktionen in der Gasphase auftreten, wenn Moleküle mit ausreichender kinetischer Energie kollidieren. Diese Theorie basiert auf der kinetischen Theorie der Gase (die kinetische Theorie der Gase beschreibt, dass Gase Partikel enthalten, die keine definierten Volumina, aber definierte Massen haben und zwischen diesen Gaspartikeln keine intermolekularen Anziehungskräfte oder Abstoßungen bestehen).

Abbildung 01: Wenn sich in einem kleinen Volumen viele Gaspartikel befinden, die Konzentration hoch ist, ist die Wahrscheinlichkeit einer Kollision zweier Gaspartikel hoch. Dies führt zu einer hohen Anzahl erfolgreicher Kollisionen

Nach der Kollisionstheorie führen nur wenige Kollisionen zwischen Gaspartikeln dazu, dass diese Partikel erhebliche chemische Reaktionen eingehen. Diese Kollisionen werden als erfolgreiche Kollisionen bezeichnet. Die für diese erfolgreichen Kollisionen benötigte Energie wird als Aktivierungsenergie bezeichnet. Diese Kollisionen können zum Bruch und zur Bildung chemischer Bindungen führen.

Was ist Übergangszustandstheorie?

Die Übergangszustandstheorie zeigt, dass zwischen dem Zustand, in dem Moleküle Reaktanten sind, und dem Zustand, in dem Moleküle Produkte sind, ein Zustand vorliegt, der als Übergangszustand bekannt ist. Die Übergangszustandstheorie kann verwendet werden, um die Reaktionsgeschwindigkeiten von Elementarreaktionen zu bestimmen. Nach dieser Theorie befinden sich die Reaktanten, Produkte und Übergangszustandsverbindungen im chemischen Gleichgewicht miteinander.

Abbildung 02: Ein Diagramm mit Reaktanten, Produkten und Übergangszustandskomplexen

Die Übergangszustandstheorie kann verwendet werden, um den Mechanismus einer elementaren chemischen Reaktion zu verstehen. Diese Theorie ist eine genauere Alternative zur Arrhenius-Gleichung. Nach der Übergangszustandstheorie gibt es drei Hauptfaktoren, die den Mechanismus einer Reaktion beeinflussen;

1. Die Konzentration der Übergangszustandsverbindung (bekannt als aktivierter Komplex)
2. Die Geschwindigkeit des Abbaus des aktivierten Komplexes - dies bestimmt die Geschwindigkeit der Bildung des gewünschten Produkts
3. Die Art und Weise des Abbaus des aktivierten Komplexes - dies bestimmt die bei der chemischen Reaktion gebildeten Produkte

Nach dieser Theorie gibt es jedoch zwei Ansätze für eine chemische Reaktion; Der aktivierte Komplex kann in die Reaktantenform zurückkehren oder sich auflösen, um Produkte zu bilden. Die Energiedifferenz zwischen Reaktantenenergie und Übergangszustandsenergie wird als Aktivierungsenergie bezeichnet.

Was ist der Unterschied zwischen Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie?

Diff Artikel Mitte vor Tabelle

Kollisionstheorie gegen Übergangszustandstheorie
Die Kollisionstheorie erklärt, dass die chemischen Reaktionen in der Gasphase auftreten, wenn Moleküle mit ausreichender kinetischer Energie kollidieren.	Die Übergangszustandstheorie zeigt, dass zwischen dem Zustand, in dem Moleküle Reaktanten sind, und dem Zustand, in dem Moleküle Produkte sind, ein Zustand vorliegt, der als Übergangszustand bekannt ist.
Prinzip
Die Kollisionstheorie besagt, dass chemische Reaktionen (in der Gasphase) aufgrund von Kollisionen zwischen Reaktanten auftreten.	Die Übergangszustandstheorie besagt, dass chemische Reaktionen über einen Übergangszustand ablaufen.
Bedarf
Nach der Kollisionstheorie führen nur erfolgreiche Kollisionen zu chemischen Reaktionen.	Gemäß der Übergangszustandstheorie wird eine chemische Reaktion fortschreiten, wenn die Reaktanten die Aktivierungsenergiebarriere überwinden können.

Zusammenfassung - Kollisionstheorie vs. Übergangszustandstheorie

Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie werden verwendet, um die Reaktionsgeschwindigkeiten und Mechanismen verschiedener chemischer Reaktionen zu erklären. Der Unterschied zwischen Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie besteht darin, dass sich die Kollisionstheorie auf die Kollisionen zwischen Gasmolekülen bezieht, während sich die Übergangszustandstheorie auf die Bildung von Zwischenverbindungen in Übergangszuständen bezieht.