Hauptunterschied – Kollisionstheorie vs. Übergangszustandstheorie
Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie sind zwei Theorien, die verwendet werden, um die Reaktionsgeschwindigkeiten verschiedener chemischer Reaktionen auf molekularer Ebene zu erklären. Die Kollisionstheorie beschreibt die Kollisionen von Gasmolekülen bei chemischen Reaktionen in der Gasphase. Die Übergangszustandstheorie erklärt die Reaktionsgeschwindigkeiten, indem sie die Bildung von Zwischenverbindungen annimmt, 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.
Was ist Kollisionstheorie?
Die Kollisionstheorie erklärt, dass chemische Reaktionen in der Gasphase stattfinden, wenn Moleküle mit ausreichender kinetischer Energie kollidieren. Diese Theorie basiert auf der kinetischen Gastheorie (die kinetische Gastheorie beschreibt, dass Gase Teilchen ohne definierte Volumina, aber mit definierten Massen enth alten und es zwischen diesen Gasteilchen keine intermolekularen Anziehungen oder Abstoßungen gibt).
Abbildung 01: Wenn viele Gasteilchen in einem kleinen Volumen vorhanden sind, dann ist die Konzentration hoch, dann ist die Wahrscheinlichkeit hoch, dass zwei Gasteilchen kollidieren. Dies führt zu einer hohen Anzahl erfolgreicher Kollisionen
Nach der Kollisionstheorie führen nur wenige Kollisionen zwischen Gasteilchen zu erheblichen chemischen Reaktionen dieser Teilchen. 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 die Übergangszustandstheorie?
Die Übergangszustandstheorie besagt, dass es zwischen dem Zustand, in dem Moleküle Reaktanten sind, und dem Zustand, in dem Moleküle Produkte sind, einen Zustand gibt, der als Übergangszustand bekannt ist. Die Übergangszustandstheorie kann verwendet werden, um die Reaktionsgeschwindigkeiten von Elementarreaktionen zu bestimmen. Nach dieser Theorie stehen die Edukte, Produkte und Übergangszustandsverbindungen im chemischen Gleichgewicht miteinander.
Abbildung 02: Ein Diagramm, das Reaktanten, Produkte und Übergangszustandskomplexe zeigt
Die Übergangszustandstheorie kann verwendet werden, um den Mechanismus einer elementaren chemischen Reaktion zu verstehen. Diese Theorie ist eine genauere Alternative zur Arrhenius-Gleichung. Gemäß der Übergangszustandstheorie gibt es drei Hauptfaktoren, die den Mechanismus einer Reaktion beeinflussen;
- Die Konzentration der Übergangszustandsverbindung (bekannt als aktivierter Komplex)
- Die Geschwindigkeit des Abbaus des aktivierten Komplexes – dies bestimmt die Geschwindigkeit der Bildung des gewünschten Produkts
- Der Abbauweg des aktivierten Komplexes – dieser 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 auseinanderbrechen, um Produkt(e) zu bilden. Die Energiedifferenz zwischen Reaktantenergie und Übergangszustandsenergie ist als Aktivierungsenergie bekannt.
Was ist der Unterschied zwischen Kollisionstheorie und Übergangszustandstheorie?
Kollisionstheorie vs. Übergangszustandstheorie |
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| Die Kollisionstheorie erklärt, dass die chemischen Reaktionen in der Gasphase stattfinden, wenn Moleküle mit ausreichender kinetischer Energie kollidieren. | Die Übergangszustandstheorie besagt, dass es zwischen dem Zustand, in dem Moleküle Reaktanten sind, und dem Zustand, in dem Moleküle Produkte sind, einen Zustand gibt, der als Übergangszustand bekannt ist. |
| Prinzip | |
| Kollisionstheorie besagt, dass chemische Reaktionen (in der Gasphase) aufgrund von Kollisionen zwischen Reaktanten stattfinden. | Übergangszustandstheorie besagt, dass chemische Reaktionen über einen Übergangszustand ablaufen. |
| Anforderungen | |
| Nach der Kollisionstheorie führen nur erfolgreiche Kollisionen zu chemischen Reaktionen. | Gemäß Übergangszustandstheorie läuft eine chemische Reaktion ab, 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.
