transformácia

Priebeh reakcie

Obrázok 6. Energetická schéma na vytvorenie aktivovaného komplexu.

Aktivácia je prenos takého množstva energie do molekúl, že pri ich efektívnej premene vznikajú látky v aktivovanom stave.

Transformácia je tvorba reakčných produktov z látok v aktivovanom stave.

Ak systém nemôže prejsť cez túto energetickú bariéru, nemôžu v ňom prebiehať chemické premeny. To znamená, že tento systém je chemicky neaktívny a na aktiváciu potrebuje nejakú dodatočnú energiu. Množstvo tejto dodatočnej energie závisí od toho, koľko energie už systém má.

Energia počiatočného systému nemôže byť menšia ako jeho nulová energia (tj pri 0 0 K). Na aktiváciu akéhokoľvek systému stačí dodať dodatočnú energiu. Táto energia sa nazýva skutočná aktivačná energia.

Skutočná aktivačná energia elementárneho chemického aktu je minimálna energia, ktorú musí mať počiatočný systém prevyšujúcu nulovú energiu (tj pri 0 0 K), aby v ňom prebehli chemické premeny. Rozdiel medzi skutočnou aktivačnou energiou reverznej a priamej reakcie sa rovná tepelnému účinku reakcie pri absolútnej nule.

V rámci teórie absolútnych reakčných rýchlostí E. a. - rozdiel medzi hodnotami priemernej energie aktivovaných komplexov a priemernej energie pôvodných molekúl.

Zastúpenia o E. a. vznikla v 70-tych a 80-tych rokoch. 19. storočie ako výsledok práce J. van't Hoffa a S. Arrhenia, venovanej štúdiu vplyvu teploty na rýchlosť chemickej reakcie. Konštanta reakčnej rýchlosti k spojený s E. a. ( E)rovnica m Arrhenius:

k = k o e -E/RT

kde R je plynová konštanta, T je absolútna teplota v K, k o je konštanta, nazývaná predexponenciálny faktor rýchlostnej konštanty. Táto rovnica, založená na molekulárno-kinetickej teórii, bola neskôr získaná v štatistickej fyzike, berúc do úvahy množstvo zjednodušujúcich predpokladov, z ktorých jedným je nezávislosť E. a. od teploty. Pre prax a pre teoretické výpočty v relatívne úzkych teplotných rozsahoch tento predpoklad platí.

E. a. možno experimentálne zistiť niekoľkými spôsobmi. Podľa jedného z nich skúmajú kinetiku reakcie pri viacerých teplotách (metódy pozri v článku Rýchlosť chemickej reakcie) a zostavujú graf v súradniciach In k - 1/T; dotyčnica sklonu priamky na tomto grafe sa v súlade s Arrheniovou rovnicou rovná E. Pre jednostupňové reverzibilné reakcie (pozri Reverzibilné a ireverzibilné reakcie) E. a. reakcie v jednom zo smerov (vpred alebo vzad) možno vypočítať, ak E. a. reakcie v inom a teplotná závislosť rovnovážnej konštanty (z termodynamických údajov). Pre presnejšie výpočty je potrebné vziať do úvahy závislosť E. a. od teploty.

E. a. komplexné reakcie sú kombináciou E. a. elementárne štádiá. Niekedy sa okrem skutočného E. a., určeného Arrheniovou rovnicou, používa aj pojem „zdanlivý“ E. a. Napríklad, ak sú rýchlostné konštanty heterogénnych katalytických reakcií určené zmenami v objemových koncentráciách východiskových materiálov a produktov, potom zdanlivý E. a. sa od skutočného líši veľkosťou tepelných účinkov sprevádzajúcich procesy adsorpcie a desorpcie reaktantov na povrchu katalyzátora. V nerovnovážnych systémoch, ako sú plazmovo-chemické systémy (pozri Plazmová chémia) , definícia E. a. je veľmi náročná úloha. V niektorých prípadoch je však možná formálna aplikácia Arrheniovej rovnice.

Energetický diagram reakcie.

Aktivačná energia výrazne ovplyvňuje hodnotu rýchlostnej konštanty reakcie a jej závislosť od teploty: čím väčšie E a, tým je rýchlostná konštanta nižšia a tým výraznejšie ju ovplyvňuje zmena teploty.

Obr.5. Energetický diagram reakcie A + B = C + D

Chemická katalýza je zrýchlenie chemických reakcií pôsobením malého množstva látok (katalyzátorov). Po úplnom cykle prechodných chemických interakcií katalyzátor obnoví svoje chemické zloženie.

Katalyzátory sa delia na homogénne a heterogénne. Homogénny katalyzátor je v rovnakej fáze s reaktantmi, heterogénny tvorí nezávislú fázu, oddelenú rozhraním od fázy, v ktorej sa nachádzajú reaktanty. Typickými homogénnymi katalyzátormi sú kyseliny a zásady. Ako heterogénne katalyzátory sa používajú kovy, ich oxidy a sulfidy.

Reakcie rovnakého typu môžu prebiehať s homogénnymi aj heterogénnymi katalyzátormi. Spolu s kyslými roztokmi sa teda používajú pevný Al203, Ti02, Th02, hlinitokremičitany a zeolity s kyslými vlastnosťami. Heterogénne katalyzátory so základnými vlastnosťami: CaO, BaO, MgO.

Heterogénne katalyzátory majú spravidla vysoko vyvinutý povrch, pre ktorý sú distribuované na inertnom nosiči (silikagél, oxid hlinitý, aktívne uhlie atď.).

Pre každý typ reakcie sú účinné len určité katalyzátory. Okrem už spomínaných acidobázických existujú oxidačno-redukčné katalyzátory; sú charakterizované prítomnosťou prechodného kovu alebo jeho zlúčeniny (Co +3, V 2 O 5 +, MoO 3). V tomto prípade sa katalýza uskutočňuje zmenou oxidačného stavu prechodného kovu.

Mnohé reakcie sa uskutočňujú pomocou katalyzátorov, ktoré pôsobia prostredníctvom koordinácie reaktantov na atóme alebo ióne prechodného kovu (Ti, Rh, Ni). Takáto katalýza sa nazýva koordinačná katalýza.

Ak má katalyzátor chirálne vlastnosti, potom sa z opticky neaktívneho substrátu získa opticky aktívny produkt.

V modernej vede a technike sa často používajú systémy niekoľkých katalyzátorov, z ktorých každý urýchľuje rôzne štádiá reakcie. Katalyzátor môže tiež zvýšiť rýchlosť jedného zo stupňov katalytického cyklu uskutočňovaného iným katalyzátorom. Tu prebieha „katalýza katalýzy“ alebo katalýza druhej úrovne.

Enzýmy zohrávajú úlohu katalyzátorov v biochemických reakciách.

Existujú homogénne a heterogénne katalýzy, ale pre ktorúkoľvek z nich sú hlavné zákonitosti tieto:

1. Katalyzátor sa aktívne zúčastňuje elementárneho aktu reakcie, pričom vytvára buď medziprodukty s jedným z účastníkov reakcie, alebo aktivovaný komplex so všetkými reaktantmi. Po každom elementárnom akte sa regeneruje a môže interagovať s novými molekulami reagujúcich látok.

2. Rýchlosť katalytickej reakcie je úmerná množstvu katalyzátora.

3. Katalyzátor má selektívny účinok. Môže zmeniť rýchlosť jednej reakcie a neovplyvniť rýchlosť inej.

4. Katalyzátor umožňuje, aby reakcia prebiehala iným spôsobom a rýchlejšou rýchlosťou ako v neprítomnosti katalyzátora.

Rýchlosť možno zvýšiť znížením aktivačnej energie, zvýšením preexponenciálneho faktora alebo oboma spôsobmi. Napríklad tepelný rozklad acetaldehydu CH 3 CHO CH 4 + CO je katalyzovaný parami jódu, čo spôsobuje pokles aktivačnej energie o 55 kJ/mol. Tento pokles spôsobí zvýšenie rýchlostnej konštanty o faktor asi 10 000.

5. Katalyzátor neovplyvňuje polohu termodynamickej rovnováhy. Rovnakým spôsobom mení rýchlosť dopredných aj spätných reakcií.

6. Keď sa pridajú určité látky, nazývané promótory, aktivita katalyzátora sa zvýši; pridanie inhibítorov znižuje rýchlosť reakcie.

homogénna katalýza.

Pri homogénnej katalýze je katalyzátorom molekula alebo ión v homogénnom roztoku. V prípade homogénnej katalýzy tvoria katalyzátor a všetky reaktanty jednu spoločnú fázu.
Príkladom homogénnej katalýzy je reakcia tepelného rozkladu acetaldehydu CH 3 CH 4 + CO, katalyzovaná parami jódu. V neprítomnosti pár jódu E a=191,0 kJ/mol, v ich prítomnosti E a= 136,0 kJ/mol. Rýchlostná konštanta sa zvyšuje 10 000-násobne. Je to preto, že reakcia prebieha v dvoch fázach:

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

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

Aktivačná energia každého kroku je menšia ako aktivačná energia nekatalytickej reakcie.

Homogénna katalýza zahŕňa mnohé acidobázické reakcie, komplexné formačné reakcie, redoxné reakcie, početné hydrogenačné reakcie, sulfatačné reakcie atď.

3. Kyslá a zásaditá katalýza

Kyseliny a zásady v mnohých reakciách pôsobia ako katalyzátory, t.j. zúčastňujú sa reakcie, samy sa nespotrebúvajú (reakcie hydrolýzy, alkylácie, esterifikácie atď. Existujú tri typy acidobázickej katalýzy:

4. Homogénne katalytické reakcie katalyzované komplexnými zlúčeninami

Reakcie redukcie, hydrogenácie, oxidácie, izomerizácie, polymerizácie v priemyselných podmienkach sa uskutočňujú v prítomnosti katalyzátorov - komplexných zlúčenín (ióny kovov skupiny VIII periodickej tabuľky Fe, Co, Ni, Ru, ako aj Cu, Fg , Hg, Cr, Mn). Podstata katalytického pôsobenia spočíva v tom, že kovové ióny pôsobia ako donory alebo akceptory elektrónov. Chemická interakcia medzi reagujúcimi molekulami koordinovanými okolo centrálneho kovového iónu je uľahčená polarizáciou molekúl a poklesom energie jednotlivých väzieb. Centrálny kovový ión je mostík, ktorý uľahčuje elektronické prechody medzi reagujúcimi molekulami.

5. Enzymatická katalýza

Enzýmy sú najúžasnejšie katalyzátory. Sú s nimi spojené mnohé reakcie v živých organizmoch, a preto sa často nazývajú biologické katalyzátory. Enzymatická katalýza je komplexnejší jav ako konvenčná katalýza. Vysoká organizácia procesov enzymatickej katalýzy je určená zvláštnosťou interakcie v živom organizme, ktorá je spojená so špeciálnou kombináciou molekulárnej štruktúry enzýmov a substrátov, ktoré sa v enzymatických reakciách nazývajú reaktanty.

6. Heterogénna katalýza

Na rozhraní sa uskutočňuje heterogénna katalýza. Prvú pozorovanú heterogénnu katalytickú reakciu uskutočnil Priestley (1778) dehydratáciou etylalkoholu na aktívnej hline:

C2H5OH - C2H4 + H20

V praxi sa najčastejšie stretávame s dvoma typmi heterogénnej katalýzy:

1) procesy, ktorých katalyzátor je v pevnej fáze a reaktanty sú v kvapalnej fáze;

2) procesy, ktorých katalyzátor je v pevnej fáze a reaktanty sú v plynnej fáze. Reakcia sa spravidla vyskytuje (a v niektorých viacstupňových procesoch začína) na fázovom rozhraní, t.j. na povrchu pevného telesa – katalyzátor.

61. Všeobecná charakteristika prvkov skupiny II-A. Biologická úloha S-prvkov skupiny II-A.

Prvky skupiny IIA majú elektronický vzorec ns2. Všetky z nich sú kovy, silné redukčné činidlá, o niečo menej aktívne ako alkalické kovy. Vyznačujú sa oxidačným stavom +2 a pvalenciou 2. Pri vzniku kovalentnej väzby nastáva s excitácia elektrónu a sp hybridizácia AO. Prvky IIA skupiny môžeme rozdeliť do troch častí: 1) kovy alkalických zemín Ca, Sr, Ba, Ra, ktorých zásadami sú alkálie, 2) Mg, ktorého zásada je slabo rozpustná vo vode, 3) Be, zásada ktorého je amfotérny základ. V prírode sú prvky skupiny IIA vo forme solí: sírany, uhličitany, fosforečnany, kremičitany. Tieto prvky sa získavajú elektrolýzou tavenín ich solí. Prvky skupiny IIA sú ľahké strieborné kovy, ktoré sú tvrdšie ako alkalické kovy.

Chemické vlastnosti prvkov

Prvky skupiny IIA sú menej aktívne redukčné činidlá ako alkalické kovy. Ich redukčné vlastnosti sa zvyšujú z berýlia na rádium. Vzduchový kyslík pri normálnej teplote oxiduje Ca, Sr, Ba, Ra. Mg a Be sú pokryté oxidovými filmami a sú oxidované kyslíkom iba pri zahrievaní:

2Ca + O2 \u003d 2CaO

2Mg + O2 \u003d 2MgO

Aktívne redukčné činidlá, kovy skupiny IIA, reagujú s nekovmi (napríklad chlór), vodou, kyselinami:

Ca + Cl2= CaCl2

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2 

Hydridy kovov alkalických zemín sú zlúčeniny podobné iónovým soliam a interagujú s vodou a kyselinami:

CaH2 + 2H20 Ca (OH)2 + 2H 2

CaH2 + 2HCl2  CaCl2 + 2H 2

Oxidy kovov alkalických zemín Ca, Sr, Ba, Ra sa rozpúšťajú vo vode za vzniku alkálií. Oxid horečnatý je málo rozpustný vo vode a má len základné vlastnosti. Oxid berýlia, ktorý je nerozpustný vo vode, má amfotérne vlastnosti.

CaClCaO + 2HCl2 + H20

Hydroxidy Ca, Sr, Ba, Ra sú alkálie, hydroxid Mg je ťažko rozpustný zásaditý hydroxid, hydroxid Be je amfotérny hydroxid.

Uhličitany a sírany prvkov skupiny IIA sú ťažko rozpustné vo vode. Uhličitany sa rozpúšťajú v kyselinách:

C Tvrdosť vody (W) sa meria v milimoloch ekvivalentov soli v 1 litri vody: W = 1000 e, kde C e je molárna koncentrácia ekvivalentov (normalita) solí vo vode.

Soli BaCl 2 a BaCO 3 sú jedovaté a používajú sa ako insekticídy. Horčík je dôležitým stavebným materiálom, je stopovým prvkom, je súčasťou chlorofylu. V stavebníctve sa používa hasené vápno. Vápenaté soli, napríklad CaSO 4 2H 2 O - sadra - sa používa na sadrovanie zasolených pôd.

biologická úloha.

Berýlium sa nachádza v rastlinách aj v živočíšnych organizmoch. Obsah berýlia v živých organizmoch je 10 -7 %, t.j. ide o nečistotu ultramikroelement. Biologická úloha berýlia nebola dostatočne študovaná. Zlúčeniny berýlia sú toxické a spôsobujú množstvo chorôb (rachitída berýlia, beryllióza atď.). Prchavé zlúčeniny berýlia sú obzvlášť toxické. Negatívny účinok Ve 2 + na fyziologické procesy vďaka svojim chemickým vlastnostiam.

Horčík je formálne makroživina. Jeho celkový obsah v tele je 0,027 % (asi 20 g). Topografia horčíka v ľudskom tele je nasledovná: horčík sa v najväčšej miere koncentruje v dentíne a zubnej sklovine, kostnom tkanive. Hromadí sa aj v pankrease, kostrových svaloch, obličkách, mozgu, pečeni a srdci. U dospelého človeka je denná potreba horčíka asi 0,7 g.Mg ión, podobne ako K ión, je vnútrobunkový katión.

V biologických tekutinách a tkanivách tela sa horčík nachádza ako vo forme vodného iónu, tak aj v stave spojenom s proteínmi, v ktorých množstve sa tvorí hydrofosfátový ión HPO. 2- a uvoľňuje sa veľké množstvo energie, prechádza s nadbytkom Mg 2+.

Vápnik je makroživina. Jeho celkový obsah v tele je 1,4%. Vápnik sa nachádza v každej bunke ľudského tela. Väčšina vápnika sa nachádza v kostných a zubných tkanivách. V priemere by mal dospelý človek prijať 1 g vápnika denne, hoci potreba vápnika je len 0,5 g.Vápnik podávaný s jedlom sa v črevách vstrebáva len z 50 %. Relatívne slabá absorpcia je dôsledkom tvorby ťažko rozpustného fosforečnanu vápenatého Ca 3 (PO 4) 2 a vápenatých solí mastných kyselín v gastrointestinálnom trakte. V tele je koncentrácia Ca iónov regulovaná hormónmi.

V kostiach a zuboch dospelého človeka je asi 1 kg vápnika vo forme nerozpustného kryštalického minerálu - hydroxylapatitu Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2, ku ktorého tvorbe dochádza pri interakcii Ca iónov s fosfátovými iónmi. V krvi a lymfe sa vápnik nachádza v ionizovanom aj neionizovanom stave - v zlúčeninách s bielkovinami, sacharidmi atď. Mechanizmus zrážania krvi pozostáva z niekoľkých stupňov v závislosti od prítomnosti ionizovaného Ca. Ca ióny sa podieľajú na prenose nervových vzruchov, svalovej kontrakcii, regulácii srdcového svalu.

Koncentrácia iónov Ca vo vnútri a mimo bunky je 10-6 a (2.25-2.8) 10-3 mol/l. Keďže vápnik sa vo vnútri bunky prakticky nepoužíva, pôsobí v tele ako stavebný materiál – v kostiach, zuboch. Kostra je hlavnou zásobárňou vápnika v tele.

Aktivovaný komplex

zoskupenie atómov v rozhodujúcom okamihu elementárneho aktu chemickej reakcie. Pojem A. to. je široko používaný v teórii rýchlostí chemických reakcií.

Priebeh elementárneho aktu možno uvažovať na príklade plynnej bimolekulárnej reakcie (Pozri Bimolekulové reakcie) tvorby jodovodíka z vodíka a pár jódu:

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

Ako ukazuje kvantová mechanická teória, keď sa molekuly H2 a I2 priblížia na vzdialenosť porovnateľnú s veľkosťou molekúl, navzájom sa odpudzujú silou, ktorá sa rýchlo zvyšuje so zmenšujúcou sa vzdialenosťou. Prevažná väčšina zrážok molekúl H 2 a I 2 v zmesi plynov nevedie k reakcii, pretože energia tepelného pohybu molekúl je nedostatočná na prekonanie odpudzovania. Pre určitý, veľmi malý zlomok molekúl je intenzita tepelného pohybu náhodou oveľa väčšia ako priemer; to vytvára možnosť takého blízkeho priblíženia molekúl H2 a I2, že medzi atómami H a I vzniknú nové chemické väzby a predtým existujúce chemické väzby H-H a I-I sa prerušia. Dve vytvorené molekuly HI sa navzájom odpudzujú, a preto sa rozchádzajú, čím sa završuje elementárny akt reakcie. Prejdite z umiestnenia odkazu

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

usporiadanie atómov v A. to. bude rovnaké ako pri priamej reakcii (1), ale smery pohybu atómov v aktivovaných komplexoch reakcií (1) a (2) sú vzájomne opačné.

Energetické vzťahy pre elementárnu reakciu možno schematicky znázorniť pomocou grafu, na ktorom je znázornená potenciálna energia reagujúceho systému U zobrazený ako funkcia tzv. reakčná súradnica X, popisujúci vzájomné usporiadanie atómov.

Vzhľadom na veľmi malý interval Δ X (ryža. ) a za predpokladu, že konfigurácia atómov zodpovedá A. až., ak súradnica X má hodnotu ležiacu v tomto intervale, je možné zaviesť pojmy - koncentrácia aktivovaných komplexov priamej reakcie v danom reagujúcom systéme s + a ich životnosť τ. Počas času τ na jednotku objemu, s +činy priamej reakcie. Vzhľadom k tomu, rýchlosť priamej reakcie r + . je počet zodpovedajúcich reakcií na jednotku objemu za jednotku času, potom

Keďže interval Δ X je malý, potom sú c + aj τ úmerné Δ X, aby ich pomer nezávisel od hodnoty ľubovoľne zvolenej veličiny Δ X. množstvá s + a τ sú vypočítané metódami štatistickej mechaniky, pričom sa používa množstvo zjednodušujúcich predpokladov, z ktorých hlavným je predpoklad, že reakcia nenaruší štatisticky rovnovážne rozloženie molekúl nad stavmi.

Rovnica (3) vyjadruje hlavnú myšlienku teoretickej interpretácie reakčných rýchlostí na základe konceptu A. to. Umožňuje nielen posúdiť závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácií látok zúčastňujúcich sa reakcie, na teplota a iné faktory, ale tiež stanovuje absolútnu hodnotu rýchlosti. Preto sa metóda A. to. často nazýva teóriou absolútnych reakčných rýchlostí. V niektorých pomerne málo reakciách je reštrukturalizácia chemických väzieb obtiažna, takže dosiahnutie konfigurácie A. to ešte nezaručuje uskutočnenie reakcie. Na zohľadnenie existencie takýchto reakcií, nazývaných neadiabatické, sa na pravú stranu rovnosti zavedie dodatočný faktor, „koeficient prenosu“ alebo „koeficient prenosu“ (3); v prípade neadiabatických reakcií je to oveľa menej ako jednota.

Základné pojmy metódy A. to. boli vysvetlené vyššie na príklade reakcie s homogénnym plynom, ale metóda sa aplikuje aj na rýchlosti reakcií v roztokoch, heterogénne katalytické reakcie a vo všeobecnosti na výpočet rýchlostí vo všetkých prípady, keď je transformácia spojená s potrebou náhodnej koncentrácie tepelnej pohybovej energie v množstve, ktoré je oveľa vyššie ako priemerná energia molekúl pri danej teplote.

Porovnanie teórie absolútnych reakčných rýchlostí s experimentálnymi údajmi, ako aj teoretická analýza jej predpokladov ukazuje, že táto teória, hoci nie je celkom presná, je zároveň úspešnou aproximáciou, ktorá je cenná pre svoju jednoduchosť.

Lit.: Glesston S., Leidler K., Eyring G., Teória absolútnych reakčných rýchlostí, trans. z angličtiny, M., 1948.

M. I. Tyomkin.

Veľká sovietska encyklopédia. - M.: Sovietska encyklopédia. 1969-1978 .

Pozrite sa, čo je "Activated Complex" v iných slovníkoch:

V chémii, rovnako ako prechodný stav ... Veľký encyklopedický slovník

- (chem.), rovnaký ako prechodný stav. * * * AKTIVOVANÝ KOMPLEX AKTIVOVANÝ KOMPLEX, v chémii rovnaký ako prechodový stav (pozri STAV PRECHODU) ... encyklopedický slovník

aktivovaný komplex- aktyvintasis kompleksas statusas T sritis chemija apibrėžtis Nepatvarus, iš reaguojančiųjų medžiagų susidarantis ir skylantis į reakcijos produktus kompleksas. atitikmenys: angl. aktivovaný komplex rus. aktivovaný komplex... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

- (chem.), rovnaký ako prechodný stav ... Prírodná veda. encyklopedický slovník

(prechodný stav)

Táto teória je najjednoduchšou a historicky prvou verziou štatistickej teórie chemických reakcií. Vyvinuli E. Wigner, M. Polyani, G. Eyring, M. Evans v 30. rokoch dvadsiateho storočia.

Teória je tiež založená na myšlienke kolízie molekúl ako nevyhnutnej podmienky reakcie, ale zároveň sa uvažuje o mechanizme kolízie molekúl.

Ak uvažujeme o takejto reakcii: A + B = C, potom na základe teórie prechodového stavu môžeme povedať, že táto reakcia prebieha nasledovne: A + B ⇄ X ¹ ® C, kde A a B sú východiskové látky , X 1 je prechodový komplex, C je produkt reakcie.

Čo je to prechodový komplex? Bezprostredne po zrážke aktívnych molekúl A a B nastáva redistribúcia chemických väzieb a tvorba prechodného komplexu. Prechodový komplex je stav interagujúcich molekúl, keď staré väzby ešte neboli prerušené a nové sa ešte nevytvorili, ale prerozdelenie väzieb už začalo. Prechodový komplex je, keď molekuly A a B stratili svoju individualitu a máme kombináciu atómov medzi A, B a C. Prechodný stav je charakterizovaný kontinuálnou zmenou vzdialeností medzi interagujúcimi atómami. Toto je podstatný rozdiel medzi prechodovým komplexom a obyčajnou molekulou, v ktorej priemerné vzdialenosti medzi atómami nezávisia od času. Prechodový komplex by sa tiež nemal zamieňať s medziproduktmi, v ktorých vzdialenosti medzi atómami tiež zostávajú nezmenené.

Treba poznamenať, že vytvorenie komplexu prechodu vyžaduje energiu. Energia potrebná na transformáciu reaktantov do stavu prechodového komplexu sa nazýva aktivačná energia. Keďže počiatočné molekuly sa ešte nerozpadli, ale väzby charakteristické pre molekuly reakčných produktov sa už začali vytvárať, potom je, prirodzene, energia prechodu do aktivovaného stavu (E a) menšia ako energia prerušenia väzby v molekuly východiskových látok: 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.

Hlavným postulátom teórie prechodných stavov je, že východiskové látky sú vždy v rovnováhe s prechodnými komplexmi: A+B ⇄ X ¹ ®C. Potom sa chemická rovnovážna konštanta tvorby prechodového komplexu rovná: . (26)

Z tohto výrazu je koncentrácia prechodového komplexu:

X ¹ = [A] × [B] (27)

Potom je prechodový komplex nevratne zničený za vzniku reakčného produktu C. Kvantitatívnou charakteristikou tohto procesu je frekvencia rozpadu prechodného komplexu - R.

Zo štatistickej mechaniky je známe, že číslo P závisí len od teploty. Táto závislosť vyzerá takto:

kde k je Boltzmannova konštanta; h je Planckova konštanta; T je absolútna teplota.

Preto je pre danú teplotu číslo P rovnaké pre všetky prechodné stavy a rýchlosť akejkoľvek chemickej reakcie závisí iba od koncentrácie prechodových komplexov:

V = (29)

Koncentrácia prechodových stavov však súvisí s koncentráciou činidiel vzťahom (27), a preto dosadením hodnoty X ¹ do rovnice (29) dostaneme výraz pre rýchlosť tvorby reakčných produktov.

V = ×[A]×[B] (30)

Na obvyklú interakčnú reakciu A + B ⇄ C platí zákon hromadnej akcie:

V = k v [A] × [B] (31)

(Pre rýchlostnú konštantu sa používa symbol k v, na rozdiel od Boltzmannovej konštanty).

Dáme rovnítko medzi pravé časti rovníc (30) a (31), dostaneme:

kv = × alebo kv =P× (32).

Z rovnice (32) vyplýva, že pri danej teplote rýchlostná konštanta reakcie závisí od chemickej rovnovážnej konštanty tvorby komplexu prechodu a od frekvencie rozkladu komplexov prechodu.

Rovnica (32) sa nazýva základná rovnica teórie prechodových stavov.

Oproti teórii aktívnych zrážok teória prechodových stavov porovnáva rôzne možné komplexy, odhaľuje ich väčšiu či menšiu realizovateľnosť a v dôsledku toho určuje energeticky najpriaznivejšiu cestu reakcie.

Chemická kinetika je teda založená na dvoch teóriách, ktoré sa navzájom dopĺňajú. Ak sa na výpočet absolútnych rýchlostí elektródových procesov, difúznych procesov atď. použije teória prechodových stavov, potom teória aktívnych zrážok spravidla dobre popisuje reakcie v plynnej fáze.