Teoria stanu przejściowego

Teoria stanów przejściowych znana jest również jako teoria aktywowanego kompleksu. Wyjaśnia szybkości reakcji zarówno w fazie roztworu, jak i gazowej, takie jak wytrącanie w roztworze oraz synteza amoniaku w gazach.

Gdy dwa reagenty zbliżają się do siebie, ich energia potencjalna rośnie i ostatecznie osiąga maksimum, co pokazuje profil reakcji.

Ten maksymalny punkt reprezentuje barierę energii potencjalnej, którą reagenty muszą pokonać, aby rozpocząć reakcję.

Kompleks aktywowany odnosi się do zbioru gatunków w pobliżu stanu przejściowego, podczas gdy stan przejściowy tutaj reprezentuje pojedynczą konfigurację o najwyższej energii na szczycie bariery energetycznej.

Od tego momentu stan przejściowy może albo zapadać się z powrotem do reagentów, albo rozpadać się na produkty.

W reakcjach dwucząsteczkowych szybkość reakcji opisuje się za pomocą równania Eyringa. Łączy stałą szybkości z współczynnikiem transmisji, stałą Boltzmanna, temperaturą, stałą równowagi stanu przejściowego, stężeniem standardowym oraz stałą Plancka.

Stała równowagowa jest powiązana z energią aktywacji Gibbsa, więc można ją również zapisać w kategoriach ΔG.