1.9   Teoria kompleksu aktywnego (stanu przejściowego)

Teoria stanu przejściowego Eyringa Evansa (1935):

- jest pewnym uzupełnieniem teorii zderzeń

- zajmuje się przebiegiem aktu elementarnego

- precyzyjniej wyjaśnia istotę energii aktywacji.

Podstawowy postulat teorii kompleksu aktywnego brzmi:  - zderzenie cząsteczek (drobin) może doprowadzić do utworzenia nietrwałego przejściowego układu tzn. kompleksu aktywnego. Każde zderzenie chemicznie efektywne przebiega przez stadium pośrednie o bardzo krótkim czasie życia ~10^-13 s, np. w reakcji atomu A z cząsteczką BC o równaniu stechiometrycznym:

(9.01)             

tworzy się przejściowo kompleks aktywny , który może rozpaść się na nowe drobiny substratów A i BC lub drobiny produktów AB i C. Zmiany, które prowadzą do powstania produktów zachodzą stopniowo już przy zbliżaniu się A do BC, nie zaś skokowo w momencie ich maksymalnego zbliżenia. W miarę zbliżania się A do BC rośnie energia potencjalna tego trójatomowego układu na skutek pokonywania sił odpychania pomiędzy A i BC a także osłabienia (przy dostatecznie małych odległościach obu reagujących cząsteczek) wiązania . Jednocześnie zaczyna się tworzyć wiązanie . Jeżeli początkowa energia kinetyczna zbliżających się drobin jest dostatecznie duża, aby pokonać siły odpychania, może zostać osiągnięta konfiguracja w której odległości  i  są porównywalne a energia potencjalna całego układu maksymalna. W tym stanie przejściowym nie można A i BC traktować jako oddzielnych indywiduów chemicznych. Wszystkie trzy atomy tworzą wówczas produkt przejściowy quasi - cząsteczkę nazywaną kompleksem aktywnym. Jakościowo obraz drogi reakcji od tzw. współrzędnej zmiany energii układu czyli odległości przebytej wzdłuż drogi reakcji przedstawia Rys.9.1.(Przebieg reakcji z wytworzeniem kompleksu aktywnego).

Kliknij na rysunek aby zobaczyć animacje.

Energia aktywacji E_A jest równa wysokości bariery energetycznej, którą muszą pokonać reagujące cząstki na drodze reakcji, E`_A – energia aktywacji reakcji odwrotnej. Różnica pomiędzy stanem energetycznym produktów i substratów DU jest równa ciepłu reakcji Q.

Koncepcja kompleksu aktywnego pozwala precyzyjniej zdefiniować energię aktywacji jak również cząsteczkowość reakcji. Cząsteczkowość (molekularność) równa jest liczbie cząstek które w danej reakcji elementarnej tworzą kompleks aktywny.

Wysokość bariery energii będącej różnicą pomiędzy energią kompleksu aktywnego a energią substratów jest miarą energii aktywacji danej reakcji chemicznej.