Diferența dintre complexul activ și statul de tranziție
Share
Diferența principală - Complexul activ față de statul de tranziție
O reacție chimică este un proces care implică rearanjarea structurii moleculare sau ionice a unei substanțe, distinctă de o schimbare a formei fizice sau a unei reacții nucleare. O reacție chimică poate apărea direct printr-o singură etapă sau poate avea loc în mai multe etape. Complexul activat și starea de tranziție sunt doi termeni explicați în legătură cu o reacție chimică cu etape sau etape multiple. Complexul activat se referă la o colecție de molecule intermediare formate în timpul progresiei unei reacții chimice. Aici, progresia reacției chimice se referă la conversia reactanților în produse. Starea de tranziție a unei reacții chimice este intermediară cu cea mai mare energie potențială. Principala diferență între starea complexă activă și cea de tranziție este aceea complexul activat se referă la toți intermediarii posibili, în timp ce starea de tranziție se referă la intermediarul cu cea mai mare potențială energie.
Domenii cheie acoperite
1. Ce este complexul activat
- Definiție, Explicație
2. Ce este statul de tranziție
- Definiție, Explicație
3. Care este relația dintre complexul activat și statul de tranziție
4. Care este diferența dintre complexul activat și statul de tranziție
- Compararea diferențelor cheie
Termeni cheie: complex activat, reacție chimică, intermediar, produse, energie potențială, reactanți, stare de tranziție
Ce este complexul activat
Complexul activat se referă la o colecție de molecule intermediare formate în timpul progresiei unei reacții chimice. Un complex activat este un aranjament instabil de atomi ai reactanților. Prin urmare, aranjamentele intermediare sau complexele activate au o energie potențială mai mare decât reactanții. Datorită instabilității sale, un complex activat există pentru o perioadă foarte scurtă de timp.
Complexul activat poate sau nu să formeze produsele finale. Acest lucru înseamnă că complexele activate uneori merg înapoi, dând reactanților înapoi decât înainte pentru a forma produse. O reacție chimică implică ruperea și formarea legăturilor chimice. Complexul activat se formează atunci când legăturile se sparg și se formează între diferiți atomi.
Figura 1: Diferite reacții chimice cu diferiți intermediari
Dar pentru a sparge și a forma legături chimice, energia trebuie furnizată reactanților. Prin urmare, reactanții se colodează unul cu celălalt în orientarea corectă pentru ca reacția să se întâmple. Aceste coliziuni formează complexe activate.
Ce este statul de tranziție
Starea de tranziție este intermediarul unei reacții chimice care cuprinde cea mai mare energie potențială. Pentru reacțiile chimice care au un singur intermediar, acest intermediar este considerat ca fiind starea de tranziție. O reacție chimică cu două sau mai multe etape are trei etape: etapa inițială cu reactivi numai, starea de tranziție cu intermediari și etapa finală cu produse. Prin urmare, starea de tranziție se referă la stadiul în care reactanții sunt transformați în produse.
Figura 2: Starea de tranziție
Există o probabilitate ridicată ca starea de tranziție să meargă înainte pentru a forma produse mai degrabă decât a cădea din nou pentru a forma din nou reactanți. Pentru a face o reacție chimică reușită, molecula reactantului trebuie să se colodeze una cu alta în orientare adecvată. Starea de tranziție sau intermediarul cu cea mai mare energie potențială este extrem de instabilă. Prin urmare, nu există pentru o perioadă lungă de timp. Acest lucru face dificilă captarea stadiului de tranziție al unei reacții chimice.
Energie activatoare
Energia de activare a unei reacții chimice este bariera energetică care trebuie depășită pentru a obține produse din reacție. Este energia minimă necesară pentru ca un reactant să se transforme într-un produs. Prin urmare, energia de activare este egală cu energia potențială a stării de tranziție a unei reacții chimice.
Relația dintre complexul activat și statul de tranziție
- Când există o singură moleculă intermediară într-o reacție chimică, complexul activat și starea de tranziție sunt aceleași.
Diferența dintre complexul activ și statul de tranziție
Definiție
Complexul activat: Complexul activat se referă la o colecție de molecule intermediare formate în timpul progresiei unei reacții chimice.
Stat de tranziție: Starea de tranziție este intermediarul unei reacții chimice care cuprinde cea mai mare energie potențială.
Energie potențială
Complexul activat: Complexul activat are o potențial energetic ridicat decât reactanții.
Stat de tranziție: Statul de tranziție are cea mai mare potențială energie printre alte structuri intermediare.
Formarea produselor
Complexul activat: Complexul activat poate forma produsul final al reacției sau poate să se transforme înapoi în reactanți fără a da produse.
Stat de tranziție: Statul de tranziție are o mare probabilitate de a forma produsul mai degrabă decât de a forma din nou reactanții.
Concluzie
Unele reacții chimice apar în mai multe etape. Există trei etape principale: etapa inițială cu reactanți, starea de tranziție cu molecule intermediare și etapa finală cu produse. Complexul activat și starea de tranziție sunt doi termeni explicați în ceea ce privește acest tip de reacții chimice. Principala diferență între starea complexă activă și tranziția este aceea că complexul de activare se referă la toți intermediarii posibili, în timp ce starea de tranziție se referă la intermediarul cu cea mai mare potențială energie.
Referințe:
1. Helmenstine, Anne Marie. "Ce complex activat înseamnă chimie". ThoughtCo, disponibil aici.
2. "Starea de tranziție". Wikipedia, Fundația Wikimedia, 9 octombrie 2017, disponibil aici.
3. "Complex activat" Wikipedia, Fundația Wikimedia, 29 octombrie 2017, disponibil aici.
Datorită fotografiei:
1. "Diagrame de coordonate de reacție pentru reacțiile cu 0, 1, 2 intermediari" De AimNature - Activitate proprie (CC BY-SA 3.0) prin Wikimedia Commons
2. "Diagrama coordonate Rxn 5" De Chem540grp1f08 - Lucrări proprii (CC BY-SA 3.0) prin Wikimedia Commons
