Principal diferença - complexo ativado vs estado de transição

Uma reação química é um processo que envolve o rearranjo da estrutura molecular ou iônica de uma substância, diferente de uma mudança na forma física ou uma reação nuclear. Uma reação química pode ocorrer diretamente por meio de uma única etapa ou pode ocorrer por meio de várias etapas. Complexo ativado e estado de transição são dois termos explicados em relação a uma reação química com vários estágios ou etapas. Complexo ativado refere-se a uma coleção de moléculas intermediárias formadas durante a progressão de uma reação química. Aqui, a progressão da reação química se refere à conversão de reagentes em produtos. O estado de transição de uma reação química é intermediário com a maior energia potencial. A principal diferença entre o complexo ativado e o estado de transição é que complexo ativado se refere a todos os intermediários possíveis, enquanto o estado de transição se refere ao intermediário com a energia potencial mais alta.

Principais áreas cobertas

1. O que é complexo ativado - Definição, Explicação 2. O que é estado de transição - Definição, Explicação 3. Qual é a relação entre o complexo ativado e o estado de transição 4. Qual é a diferença entre o complexo ativado e o estado de transição - Comparação das principais diferenças

Termos-chave: Complexo Ativado, Reação Química, Intermediário, Produtos, Energia Potencial, Reagentes, Estado de Transição

O que é complexo ativado

Complexo ativado refere-se a uma coleção de moléculas intermediárias formadas durante a progressão de uma reação química. Um complexo ativado é um arranjo instável de átomos dos reagentes. Conseqüentemente, os arranjos intermediários ou os complexos ativados têm uma energia potencial mais alta do que os reagentes. Devido à sua instabilidade, um complexo ativado existe por um período de tempo muito curto.

O complexo ativado pode ou não formar os produtos finais. Isso significa que os complexos ativados às vezes retrocedem, devolvendo os reagentes do que avançando para formar produtos. Uma reação química envolve a quebra e a formação de ligações químicas. O complexo ativado é formado quando as ligações se rompem e se formam entre diferentes átomos.

Figura 1: Diferentes reações químicas com diferentes intermediários

Mas, para quebrar e formar ligações químicas, a energia deve ser fornecida aos reagentes. Portanto, os reagentes colidem uns com os outros na orientação adequada para que a reação aconteça. Essas colisões formam complexos ativados.

O que é estado de transição

O estado de transição é o intermediário de uma reação química que compreende a energia potencial mais alta. Para reações químicas que possuem apenas um intermediário, esse intermediário é considerado o estado de transição. Uma reação química com duas ou mais etapas tem três estágios: estágio inicial apenas com reagentes, estado de transição com intermediários e estágio final com produtos. Portanto, o estado de transição se refere ao estágio em que os reagentes são convertidos em produtos.

Figura 2: Estado de transição

Há uma grande probabilidade de o estado de transição avançar para formar produtos em vez de voltar para formar reagentes novamente. A fim de tornar uma reação química bem-sucedida, a molécula do reagente deve colóide entre si na orientação adequada. O estado de transição ou intermediário com maior energia potencial é altamente instável. Portanto, ele não existe por um longo período de tempo. Isso torna difícil capturar o estado de transição de uma reação química.

Energia de ativação

A energia de ativação de uma reação química é a barreira de energia que deve ser superada para se obter produtos da reação. É a energia mínima necessária para que um reagente se converta em um produto. Portanto, a energia de ativação é igual à energia potencial do estado de transição de uma reação química.

Relação entre o complexo ativado e o estado de transição

Diferença entre complexo ativado e estado de transição

Definição

Complexo ativado: Complexo ativado refere-se a uma coleção de moléculas intermediárias formadas durante a progressão de uma reação química.

Estado de transição: O estado de transição é o intermediário de uma reação química que compreende a energia potencial mais alta.

Energia potencial

Complexo ativado: O complexo ativado tem uma energia potencial elevada do que os reagentes.

Estado de transição: O estado de transição tem a energia potencial mais alta entre outras estruturas intermediárias.

Formação de Produto

Complexo ativado: O complexo ativado pode formar o produto final da reação ou pode voltar formando reagentes sem dar produtos.

Estado de transição: O estado de transição tem uma alta probabilidade de formar o produto em vez de formar os reagentes novamente.

Conclusão

Algumas reações químicas ocorrem por meio de várias etapas. Existem três estágios principais: estágio inicial com reagentes, estado de transição com moléculas intermediárias e estágio final com produtos. Complexo ativado e estado de transição são dois termos explicados a respeito desse tipo de reações químicas. A principal diferença entre o complexo ativado e o estado de transição é que o complexo ativado se refere a todos os intermediários possíveis, enquanto o estado de transição se refere ao intermediário com a energia potencial mais alta.

Referências:

1. Helmenstine, Anne Marie. “O que significa um complexo ativado na química.” ThoughtCo, disponível aqui. 2. “Estado de transição.” Wikipedia, Wikimedia Foundation, 9 de outubro de 2017, disponível aqui. 3. “Complexo ativado.” Wikipedia, Wikimedia Foundation, 29 de outubro de 2017, disponível aqui.

Cortesia de imagem:

1. “Diagramas de Coordenadas de Reação para reações com 0, 1, 2 intermediários” Por AimNature - Trabalho próprio (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia 2. “Diagrama de coordenadas Rxn 5” Por Chem540grp1f08 - Trabalho próprio (CC BY- SA 3.0) via Commons Wikimedia