transformare

Progresul de reacție

Figura 6. Schema energetică pentru formarea unui complex activat.

Activarea este comunicarea unei astfel de cantități de energie către molecule, încât, atunci când sunt convertite efectiv, substanțele se formează într-o stare activată.

Transformarea este formarea produselor de reacție din substanțe aflate în stare activată.

Dacă sistemul nu poate trece prin această barieră energetică, transformările chimice nu pot avea loc în el. Aceasta înseamnă că acest sistem este inactiv din punct de vedere chimic și are nevoie de ceva energie suplimentară pentru activare. Cantitatea din această energie suplimentară depinde de câtă energie are deja sistemul.

Energia sistemului inițial nu poate fi mai mică decât energia sa zero (adică la 0 0 K). Pentru a activa orice sistem, este suficient să îi oferiți energie suplimentară. Această energie se numește adevărata energie de activare.

Adevărata energie de activare a unui act chimic elementar este energia minimă pe care sistemul inițial trebuie să o aibă peste energia zero (adică, la 0 0 K) pentru ca în el să aibă loc transformări chimice. Diferența dintre energia de activare reală a reacțiilor inverse și directe este egală cu efectul termic al reacției la zero absolut.

În cadrul teoriei vitezei absolute de reacție, E. a. - diferența dintre valorile energiei medii a complexelor activate și energia medie a moleculelor originale.

Reprezentări despre E. şi. a apărut în anii 70 și 80. secolul al 19-lea ca urmare a lucrării lui J. van't Hoff și S. Arrhenius, dedicate studiului efectului temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Constanta vitezei de reactie k asociat cu E. a. ( E)ecuația m Arrhenius:

k = k o e -E/RT

unde R este constanta gazului, T este temperatura absolută în K, k o este o constantă, numită factor pre-exponențial al constantei de viteză. Această ecuație, bazată pe teoria molecular-cinetică, a fost obținută ulterior în fizica statistică, ținând cont de o serie de ipoteze simplificatoare, dintre care una este independența E. a. de la temperatură. Pentru practică și pentru calcule teoretice în intervale de temperatură relativ înguste, această ipoteză este valabilă.

E. a. poate fi găsit experimental în mai multe moduri. Potrivit unuia dintre ei, ei studiază cinetica reacției la mai multe temperaturi (pentru metode, vezi articolul. Viteza unei reacții chimice) și construiesc un grafic în coordonatele In k - 1/T; tangentei pantei dreptei de pe acest grafic, în conformitate cu ecuația Arrhenius, este egală cu E. Pentru reacții reversibile într-o singură etapă (vezi Reacții reversibile și ireversibile) E. A. reacţiile într-una din direcţii (înainte sau invers) pot fi calculate dacă E. a. reacțiile în altul și dependența de temperatură a constantei de echilibru (din date termodinamice). Pentru calcule mai precise, ar trebui să se țină cont de dependența lui E. a. de la temperatură.

E. a. reacții complexe este o combinație de E. a. etapele elementare. Uneori, pe lângă adevăratul E. a., determinat de ecuația lui Arrhenius, se folosește conceptul de E. a. „aparent”. De exemplu, dacă constantele de viteză ale reacțiilor catalitice eterogene sunt determinate de modificări ale concentrațiilor volumetrice ale materiilor prime și produselor, atunci aparentul E. a. se deosebeşte de cel adevărat prin amploarea efectelor termice care însoţesc procesele de adsorbţie şi desorbţie a reactanţilor pe suprafaţa catalizatorului. În sistemele fără echilibru, cum ar fi sistemele chimice cu plasmă (vezi Chimia plasmei) , definiția lui E. a. este o sarcină foarte dificilă. În unele cazuri, totuși, este posibilă o aplicare formală a ecuației Arrhenius.

Diagrama energetică a reacției.

Energia de activare afectează semnificativ valoarea constantei vitezei de reacție și dependența acesteia de temperatură: cu cât E a este mai mare, cu atât constanta de viteză este mai mică și cu atât o afectează mai semnificativ modificarea temperaturii.

Fig.5. Diagrama energetică a reacției A + B = C + D

Cataliza chimică este accelerarea reacțiilor chimice sub acțiunea unor cantități mici de substanțe (catalizatori). După un ciclu complet de interacțiuni chimice intermediare, catalizatorul își restabilește compoziția chimică.

Catalizatorii sunt împărțiți în omogene și eterogene. Un catalizator omogen se află în aceeași fază cu reactanții, unul eterogen formează o fază independentă, separată printr-o interfață de faza în care se află reactanții. Catalizatorii omogene tipici sunt acizii și bazele. Metalele, oxizii și sulfurile lor sunt utilizate ca catalizatori eterogene.

Reacțiile de același tip pot avea loc atât cu catalizatori omogene, cât și cu catalizatori eterogene. Deci, alături de soluțiile acide se folosesc Al 2 O 3 solid , TiO 2 , ThO 2 , aluminosilicați, zeoliți cu proprietăți acide. Catalizatori eterogene cu proprietăți de bază: CaO, BaO, MgO.

Catalizatorii eterogene, de regulă, au o suprafață foarte dezvoltată, pentru care sunt distribuiți pe un purtător inert (silicagel, alumină, cărbune activ etc.).

Pentru fiecare tip de reacție, doar anumiți catalizatori sunt eficienți. Pe lângă cei acido-bazici deja amintiți, există catalizatori de oxido-reducere; se caracterizează prin prezența unui metal tranzițional sau a compusului acestuia (Co +3, V 2 O 5 +, MoO 3). În acest caz, cataliza se realizează prin schimbarea stării de oxidare a metalului de tranziție.

Multe reacții sunt efectuate cu ajutorul catalizatorilor care acționează prin coordonarea reactanților la atomul sau ionul metalului de tranziție (Ti, Rh, Ni). O astfel de cataliză se numește cataliză de coordonare.

Dacă catalizatorul are proprietăți chirale, atunci se obține un produs optic activ dintr-un substrat optic inactiv.

În știința și tehnologia modernă, sunt adesea utilizate sisteme de mai mulți catalizatori, fiecare dintre acestea accelerând diferite etape ale reacției. Catalizatorul poate de asemenea să mărească viteza uneia dintre etapele ciclului catalitic efectuat de un alt catalizator. Aici are loc „cataliza catalizei” sau cataliza de al doilea nivel.

Enzimele joacă rolul de catalizatori în reacțiile biochimice.

Există catalize omogene și eterogene, dar pentru oricare dintre ele principalele regularități sunt următoarele:

1. Catalizatorul participă activ la actul elementar al reacției, formând fie compuși intermediari cu unul dintre participanții la reacție, fie un complex activat cu toți reactanții. După fiecare act elementar, se regenerează și poate interacționa cu noi molecule de substanțe care reacţionează.

2. Viteza reacției catalitice este proporțională cu cantitatea de catalizator.

3. Catalizatorul are selectivitate de acțiune. Poate modifica viteza unei reacții și nu poate afecta viteza alteia.

4. Catalizatorul permite reacției să se desfășoare într-un mod diferit și cu o viteză mai rapidă decât o face în absența unui catalizator.

Viteza poate fi mărită prin scăderea energiei de activare, creșterea factorului pre-exponențial sau ambele. De exemplu, descompunerea termică a acetaldehidei CH 3 CHO CH 4 + CO este catalizată de vaporii de iod, ceea ce determină o scădere a energiei de activare cu 55 kJ/mol. Această scădere determină o creștere a constantei de viteză cu un factor de aproximativ 10.000.

5. Catalizatorul nu afectează poziția de echilibru termodinamic. Schimbă în mod egal rata reacțiilor directe și inverse.

6. Cand se adauga anumite substante, numite promotori, activitatea catalizatorului creste; adăugarea de inhibitori reduce viteza reacției.

cataliză omogenă.

În cataliza omogenă, catalizatorul este o moleculă sau un ion într-o soluție omogenă. În cazul catalizei omogene, catalizatorul și toți reactanții formează o fază comună.
Un exemplu de cataliză omogenă este reacția de descompunere termică a acetaldehidei CH 3 CH 4 + CO, catalizată de vapori de iod. În absenţa vaporilor de iod E A=191,0 kJ/mol, în prezența lor E A= 136,0 kJ/mol. Constanta de viteză crește cu un factor de 10.000. Acest lucru se datorează faptului că reacția se desfășoară în două etape:

CH 3 SON + I 2 \u003d CH 3 I + HI + CO

CH 3 I + HI \u003d CH 4 + I 2

Energia de activare a fiecărei etape este mai mică decât energia de activare a reacției necatalitice.

Cataliza omogenă include multe reacții acido-bazice, reacții complexe de formare, reacții redox, numeroase reacții de hidrogenare, sulfatare etc.

3. Cataliza acidă și bazică

Acizii și bazele în multe reacții acționează ca un catalizator, adică participând la reacție, ele înșiși nu sunt consumate (reacții de hidroliză, alchilare, esterificare etc. Există trei tipuri de cataliză acido-bazică:

4. Reacții catalitice omogene catalizate de compuși complecși

Reacțiile de reducere, hidrogenare, oxidare, izomerizare, polimerizare în condiții industriale se desfășoară în prezența catalizatorilor - compuși complecși (ioni metalici din grupa VIII a tabelului periodic Fe, Co, Ni, Ru, precum și Cu, Fg , Hg, Cr, Mn). Esența acțiunii catalitice constă în faptul că ionii metalici acționează ca donatori sau acceptori de electroni. Interacțiunea chimică dintre moleculele de reacție coordonate în jurul ionului metalic central este facilitată de polarizarea moleculelor și de o scădere a energiei legăturilor individuale. Ionul metalic central este o punte care facilitează tranzițiile electronice între moleculele care reacţionează.

5. Cataliza enzimatică

Enzimele sunt cei mai uimitori catalizatori. Multe reacții în organismele vii sunt asociate cu acestea și, prin urmare, sunt adesea numite catalizatori biologici. Cataliza enzimatică este un fenomen mai complex decât cataliza convențională. Organizarea ridicată a proceselor de cataliză enzimatică este determinată de particularitatea interacțiunii într-un organism viu, asociată cu o combinație specială a structurii moleculare a enzimelor și substraturilor, care sunt numiți reactanți în reacțiile enzimatice.

6. Cataliza eterogenă

Cataliza heterogenă se efectuează la interfață. Prima reacție catalitică heterogenă observată a fost efectuată de Priestley (1778) deshidratarea alcoolului etilic pe argilă activă:

C2H5OH - C2H4 + H2O

În practică, două tipuri de cataliză eterogenă sunt cel mai des întâlnite:

1) procese, al căror catalizator se află în fază solidă, iar reactanții sunt în fază lichidă;

2) procese, al căror catalizator se află în fază solidă, iar reactanții sunt în fază gazoasă. Reacția, de regulă, are loc (și în unele procese în mai multe etape începe) la limita de fază, adică. pe suprafața unui corp solid - un catalizator.

61. Caracteristici generale ale elementelor grupei II-A. Rolul biologic al elementelor S din grupa II-A.

Elementele grupului IIA au formula electronică ns 2 . Toate sunt metale, agenți reducători puternici, ceva mai puțin activi decât metalele alcaline. Ele sunt caracterizate printr-o stare de oxidare de +2 și o pvalență de 2. Când se formează o legătură covalentă, au loc o excitație s a unui electron și o hibridizare sp a AOs. Elementele din grupa IIA pot fi împărțite în trei părți: 1) metale alcalino-pământoase Ca, Sr, Ba, Ra, ale căror baze sunt alcaline, 2) Mg, a căror bază este ușor solubilă în apă, 3) Be, baza din care este o bază amfoteră. În natură, elementele grupei IIA sunt sub formă de săruri: sulfați, carbonați, fosfați, silicați. Aceste elemente sunt obținute prin electroliza topiturii lor de sare. Elementele din grupa IIA sunt metale argintii ușoare care sunt mai dure decât metalele alcaline.

Proprietățile chimice ale elementelor

Elementele din grupa IIA sunt agenți reducători mai puțin activi decât metalele alcaline. Proprietățile lor reducătoare cresc de la beriliu la radiu. Oxigenul aerului oxidează Ca, Sr, Ba, Ra la temperatură normală. Mg și Be sunt acoperite cu pelicule de oxid și sunt oxidate de oxigen numai atunci când sunt încălzite:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Agenții reducători activi, metale din grupa IIA, reacționează cu nemetale (de exemplu, clorul), apa, acizii:

Ca + Cl2= CaCl2

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 

Hidrururile de metal alcalino-pământos sunt compuși ionici asemănător sărurilor și interacționează cu apa și acizii:

CaH 2 + 2H 2 O Ca (OH) 2 + 2H 2

CaH 2 + 2HCl 2  CaCl2 + 2H 2

Oxizii metalelor alcalino-pământoase Ca, Sr, Ba, Ra se dizolvă în apă cu formarea de alcali. Oxidul de magneziu este ușor solubil în apă și are numai proprietăți de bază. Oxidul de beriliu, care este insolubil în apă, are proprietăți amfotere.

CaClCaO + 2HCl2 + H2O

Hidroxidii de Ca, Sr, Ba, Ra sunt alcalii, hidroxidul de Mg este un hidroxid bazic puțin solubil, hidroxidul de Be este un hidroxid amfoter.

Carbonații și sulfații elementelor din grupa IIA sunt puțin solubili în apă. Carbonații se dizolvă în acizi:

C Duritatea apei (W) se măsoară în milimoli echivalenți de sare într-un litru de apă: W = 1000 e, unde C e este concentrația molară de echivalenți (normalitatea) sărurilor din apă.

Sărurile BaCl 2 și BaCO 3 sunt otrăvitoare și sunt folosite ca insecticide. Magneziul este un material structural important, este un oligoelement, face parte din clorofilă. Varul stins este folosit în construcții. Sărurile de calciu, de exemplu, CaSO 4 2H 2 O - gips - este folosită pentru gipsarea solurilor sărate.

rol biologic.

Beriliul se găsește atât în ​​plante, cât și în organismele animale. Conținutul de beriliu din organismele vii este de 10 -7 %, adică este un ultramicroelement de impurități. Rolul biologic al beriliului nu a fost suficient studiat. Compușii beriliului sunt toxici și provoacă o serie de boli (rahitism cu beriliu, berilioză etc.). Compușii volatili ai beriliului sunt deosebit de toxici. Efectul negativ al lui Be 2 + asupra proceselor fiziologice datorită proprietăților sale chimice.

Magneziul este formal un macronutrient. Conținutul său total în organism este de 0,027% (aproximativ 20 g). Topografia magneziului în corpul uman este următoarea: magneziul este concentrat în cea mai mare măsură în dentina și smalțul dinților, țesutul osos. De asemenea, se acumulează în pancreas, mușchi scheletici, rinichi, creier, ficat și inimă. La un adult, necesarul zilnic de magneziu este de aproximativ 0,7 g. Ionul Mg, ca și ionul K, este un cation intracelular.

În fluidele și țesuturile biologice ale corpului, magneziul se găsește atât sub formă de ion acvatic, cât și într-o stare asociată cu proteine, în cantitatea cărora se formează ionul hidrofosfat HPO. 2- si se elibereaza o cantitate mare de energie, trece cu un exces de Mg 2+.

Calciul este un macronutrient. Conținutul său total în organism este de 1,4%. Calciul se găsește în fiecare celulă a corpului uman. Cea mai mare parte a calciului se găsește în țesuturile osoase și dentare. În medie, un adult ar trebui să consume 1 g de calciu pe zi, deși necesarul de calciu este de doar 0,5 g. Calciul administrat cu alimente este absorbit doar în proporție de 50% în intestine. Absorbția relativ slabă este o consecință a formării în tractul gastrointestinal a fosfatului de calciu Ca 3 (PO 4) 2 puțin solubil și a sărurilor de calciu ale acizilor grași. În organism, concentrația ionilor de Ca este reglată de hormoni.

În oasele și dinții unui adult, aproximativ 1 kg de calciu este sub formă de mineral cristalin insolubil - hidroxilapatită Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2, a cărei formare are loc atunci când ionii de Ca interacționează cu ionii de fosfat. În sânge și limfă, calciul se găsește atât în ​​stare ionizată, cât și neionizată - în compuși cu proteine, carbohidrați etc. Mecanismul de coagulare a sângelui constă dintr-un număr de etape, în funcție de prezența Ca ionizat. Ionii de Ca sunt implicați în transmiterea impulsurilor nervoase, contracția musculară, reglarea mușchiului inimii.

Concentrația ionilor de Ca în interiorul și respectiv în exteriorul celulei este de 10 -6 și (2,25-2,8) 10 -3 mol / l. Deoarece calciul nu este practic utilizat în interiorul celulei, acesta acționează ca un material de construcție în organism - în oase, dinți. Scheletul este principalul depozit de calciu din organism.

Complex activat

gruparea atomilor in momentul decisiv al actului elementar al unei reactii chimice. Conceptul de A. to. este utilizat pe scară largă în teoria vitezei reacțiilor chimice.

Cursul unui act elementar poate fi luat în considerare pe exemplul unei reacții bimoleculare gazoase (vezi Reacții bimoleculare) de formare a iodurii de hidrogen din hidrogen și vapori de iod:

H 2 + I 2 \u003d 2HI (1)

După cum arată teoria mecanică cuantică, atunci când moleculele de H 2 și I 2 se apropie la o distanță comparabilă cu dimensiunile lor moleculare, ele se resping reciproc cu o forță care crește rapid odată cu scăderea distanței. Marea majoritate a ciocnirilor de molecule de H 2 și I 2 într-un amestec de gaze nu duc la o reacție, deoarece energia mișcării termice a moleculelor este insuficientă pentru a depăși repulsia. Pentru o anumită fracțiune, foarte mică, de molecule, intensitatea mișcării termice este întâmplător mult mai mare decât media; aceasta creează posibilitatea unei abordări atât de apropiate a moleculelor H 2 și I 2 încât să apară noi legături chimice între atomii H și I, iar legăturile chimice existente anterior H-H și I-I sunt rupte. Cele două molecule HI formate se resping reciproc și, prin urmare, diverg, ceea ce completează actul elementar al reacției. Navigați de la locația linkului

2HI \u003d H 2 + I 2 (2)

dispunerea atomilor într-un A. to. va fi aceeași ca și pentru reacția directă (1), dar direcțiile de mișcare ale atomilor în complexele activate ale reacțiilor (1) și (2) sunt reciproc opuse.

Relațiile energetice pentru o reacție elementară pot fi reprezentate schematic folosind un grafic pe care energia potențială a sistemului de reacție U prezentată în funcţie de aşa-numitul. coordonata de reactie X, descriind aranjarea reciprocă a atomilor.

Având în vedere un interval Δ foarte mic X (orez. ) si presupunand ca configuratia atomilor corespunde lui A. to., daca coordonata X are o valoare situată în acest interval, putem introduce conceptele - concentrația complexelor de reacție directă activate într-un sistem de reacție dat cu + și durata lor de viață τ. În timpul τ per unitate de volum, cu + acte de reacție directă. Deoarece viteza de reacție directă r + . este numărul de acte de reacție corespunzătoare pe unitatea de volum pe unitatea de timp, atunci

Deoarece intervalul Δ X este mic, atunci ambele c + și τ sunt proporționale cu Δ X, astfel încât raportul lor să nu depindă de valoarea unei mărimi alese arbitrar Δ X. Cantitati cu +și τ sunt calculate prin metode de mecanică statistică, folosind în același timp o serie de ipoteze simplificatoare, dintre care principala este presupunerea că reacția nu încalcă distribuția de echilibru statistic a moleculelor pe stări.

Ecuația (3) exprimă ideea principală a interpretării teoretice a vitezei de reacție bazată pe conceptul de A. to. Ea nu permite doar să se judece dependența vitezei de reacție de concentrațiile substanțelor care participă la reacție, ci și de temperatura și alți factori, dar stabilește și valoarea absolută a ratei. Prin urmare, metoda lui A. to. este adesea numită teoria vitezei absolute de reacție. În unele reacții relativ puține, restructurarea legăturilor chimice este dificilă, astfel încât realizarea configurației A. to. nu garantează încă implementarea reacției. Pentru a ține cont de existența unor astfel de reacții, numite non-adiabatice, un factor suplimentar, în partea dreaptă a egalității se introduce „coeficientul de transmisie” sau „coeficientul de transmisie” (3); în cazul reacțiilor nonadiabatice, este mult mai mică decât unitate.

Conceptele de bază ale metodei A. to. au fost explicate mai sus folosind exemplul unei reacții gazoase omogene, dar metoda se aplică și vitezei de reacție în soluții, reacțiilor catalitice eterogene și, în general, la calculul vitezelor în toate cazurile în care transformarea este asociată cu nevoia de concentrare aleatorie a energiei de mișcare termică într-o cantitate mult mai mare decât energia medie a moleculelor la o anumită temperatură.

O comparație a teoriei vitezei absolute de reacție cu datele experimentale, precum și o analiză teoretică a premiselor sale, arată că această teorie, deși nu este destul de exactă, este în același timp o aproximare reușită, valoroasă pentru simplitatea ei.

Lit.: Glesston S., Leidler K., Eyring G., Teoria vitezei absolute de reacție, trad. din engleză, M., 1948.

M. I. Tyomkin.

Marea Enciclopedie Sovietică. - M.: Enciclopedia Sovietică. 1969-1978 .

Vedeți ce este „Complex activat” în alte dicționare:

În chimie, la fel ca starea de tranziție... Dicţionar enciclopedic mare

- (chim.), la fel ca starea de tranziție. * * * COMPLEX ACTIVAT COMPLEX ACTIVAT, în chimie la fel ca starea de tranziție (vezi STARE DE TRANZIȚIE) ... Dicţionar enciclopedic

complex activat- aktyvintasis complexs statusas T sritis chemija apibrėžtis Nepatvarus, iš reaguojančiųjų medžiagų susidarantis ir skylantis į reakcijos produktus complexs. atitikmenys: engl. complex activat rus. complex activat... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

- (chim.), la fel ca starea de tranziție... Științele naturii. Dicţionar enciclopedic

(starea de tranziție)

Această teorie este cea mai simplă și din punct de vedere istoric prima versiune a teoriei statistice a reacțiilor chimice. Dezvoltat de E. Wigner, M. Polyani, G. Eyring, M. Evans în anii 30 ai secolului XX.

Teoria se bazează, de asemenea, pe ideea ciocnirii moleculelor ca o condiție indispensabilă pentru reacție, dar în același timp este luat în considerare mecanismul de ciocnire a moleculelor.

Dacă luăm în considerare o astfel de reacție: A + B = C, atunci pe baza teoriei stării de tranziție, putem spune că această reacție se desfășoară astfel: A + B ⇄ X ¹ ® C, unde A și B sunt substanțele inițiale. , X ¹ este complexul de tranziție , C este produsul reacției.

Ce este un complex de tranziție? Imediat după ciocnirea moleculelor active A și B, începe redistribuirea legăturilor chimice și formarea unui complex de tranziție. Un complex de tranziție este o astfel de stare de molecule care interacționează atunci când legăturile vechi nu au fost încă rupte și altele noi încă nu s-au format, dar redistribuirea legăturilor a început deja. Complexul de tranziție este atunci când moleculele A și B și-au pierdut individualitatea și avem o combinație de atomi intermediară între A, B și C. Starea de tranziție se caracterizează printr-o schimbare continuă a distanțelor dintre atomii care interacționează. Aceasta este diferența esențială dintre complexul de tranziție și o moleculă obișnuită, în care distanțele medii dintre atomi nu depind de timp. De asemenea, complexul de tranziție nu trebuie confundat cu produsele intermediare, în care distanțele dintre atomi rămân și ele neschimbate.

Trebuie remarcat faptul că formarea complexului de tranziție necesită energie. Energia necesară pentru a transforma reactanții în starea complexului de tranziție se numește energie de activare. Deoarece moleculele inițiale nu s-au dezintegrat încă, dar legăturile caracteristice moleculelor produselor de reacție au început deja să se formeze, atunci, în mod natural, energia de tranziție la starea activată (E a) este mai mică decât energia de rupere a legăturii. în moleculele substanţelor iniţiale: E a< E диссоциации. Таким образом, образование переходного комплекса – процесс энергетически более выгодный, чем полный распад вступающих в реакцию молекул. Превращение активированного комплекса в продукты реакции всегда является процессом экзотермическим.

Principalul postulat al teoriei stării de tranziție este că substanțele inițiale sunt întotdeauna în echilibru cu complexele de tranziție: A+B ⇄ X ¹ ®C. Atunci constanta chimică de echilibru a formării complexului de tranziție este egală cu: . (26)

Din această expresie, concentrația complexului de tranziție este:

X ¹ = [A]×[B] (27)

Apoi complexul de tranziție este distrus ireversibil odată cu formarea produsului de reacție C. Caracteristica cantitativă a acestui proces este frecvența de dezintegrare a complexului de tranziție - R.

Din mecanica statistică se știe că numărul P depinde doar de temperatură. Această dependență arată astfel:

unde k este constanta Boltzmann; h este constanta lui Planck; T este temperatura absolută.

Prin urmare, pentru o anumită temperatură, numărul P este același pentru toate stările de tranziție, iar viteza oricărei reacții chimice depinde numai de concentrația complexelor de tranziție:

V = (29)

Totuși, concentrația stărilor de tranziție este legată de concentrația de reactivi prin relația (27) și prin urmare, înlocuind valoarea lui X ¹ în ecuația (29), obținem o expresie pentru viteza de formare a produselor de reacție.

V = ×[A]×[B] (30)

Reacției de interacțiune obișnuite A + B ⇄ C se aplică legea acțiunii masei:

V = k v [A]×[B] (31)

(Simbolul k v este folosit pentru constanta de viteză, spre deosebire de constanta Boltzmann).

Echivalăm părțile corecte ale ecuațiilor (30) și (31), obținem:

kv = × sau kv =P× (32).

Ecuația (32) arată că la o temperatură dată, constanta vitezei de reacție depinde de constanta de echilibru chimic a formării complexului de tranziție și de frecvența de descompunere a complexelor de tranziție.

Ecuația (32) se numește ecuația de bază a teoriei stării de tranziție.

Spre deosebire de teoria coliziunilor active, teoria stării de tranziție compară diverse complexe posibile, dezvăluie realizabilitatea lor mai mare sau mai mică și, ca urmare, determină calea de reacție cea mai favorabilă din punct de vedere energetic.

Astfel, cinetica chimică se bazează pe două teorii care se completează reciproc. Dacă teoria stării de tranziție este utilizată pentru a calcula ratele absolute ale proceselor electrodului, proceselor de difuzie etc., atunci teoria coliziunilor active descrie bine, de regulă, reacțiile în faza gazoasă.