TEORIJA AKTIVIRANOG KOMPLEKSA (teorija apsolutnih brzina reakcija, teorija prelaznog stanja), metoda statističkog izračunavanja brzine hemijske reakcije. Na osnovu koncepta da uz kontinuiranu promjenu relativnog rasporeda atoma uključenih u reagujući sistem molekula, sistem prolazi kroz konfiguraciju koja odgovara maksimalnoj potencijalnoj energiji interakcije, odnosno vrh potencijalne barijere koja razdvaja reaktante. i proizvodi. Teoriju aktiviranog kompleksa kreirali su 1930-ih E. Wigner, M. Polyany, M. Evans i G. Eyring.
Interakcioni potencijal između molekula može se predstaviti pomoću površine potencijalne energije, a kontinuiranom promjenom konfiguracije atoma od početnog stanja (reagensi) do konačnog stanja (proizvodi), sistem savladava potencijalnu barijeru. Atomska konfiguracija koja odgovara vrhu potencijalne barijere naziva se aktivirani kompleks (prijelazno stanje). Promjena potencijalne energije tokom tipične kemijske transformacije prikazana je na slici. Reakciona koordinata karakterizira put prijelaza iz reaktanata u produkte kemijske reakcije kroz aktivirani kompleks. tj. stepen hemijskog preuređivanja tokom reakcije. U općem slučaju, to se ne svodi na promjenu udaljenosti između bilo kojih specifičnih atoma u reagujućim molekulima. Visina potencijalne barijere koja razdvaja reaktante i produkte naziva se energija aktivacije i predstavlja minimalnu energiju koju reaktanti moraju imati da bi došlo do kemijske transformacije.
Aktivirani kompleks se smatra kratkotrajnim molekulom; međutim, zbog svog vrlo kratkog životnog vijeka (reda 10 -13 s), ne može se smatrati običnom komponentom sistema koji kemijski reaguje i ne može se promatrati u običnim kinetičkim eksperimentima, za razliku od aktivnih međučestica (npr. , radikali). Najvažnija pretpostavka teorije aktiviranih kompleksa je da postoji termodinamička ravnoteža između aktiviranih kompleksa i reaktanata (ali ne i proizvoda). U ovom slučaju, brzina stvaranja proizvoda (brzina kemijske reakcije) određena je ravnotežnom koncentracijom aktiviranih kompleksa i učestalošću njihovog raspadanja s formiranjem proizvoda. Ove vrijednosti se mogu izračunati statističkim termodinamičkim metodama ako su poznate strukture reagensa i aktiviranog kompleksa. Štaviše, u mnogim slučajevima aktiviranih kompleksa, teorija dozvoljava jednostavne kvalitativne procjene zasnovane samo na dostupnim informacijama o strukturi reaktanata. Ovo je glavna prednost teorije aktiviranog kompleksa, koja omogućava izbjegavanje rješavanja vrlo složenih jednačina koje opisuju klasično ili kvantno kretanje sistema atoma u polju sila kemijske interakcije, te dobivanje jednostavne korelacije između brzine hemijsku reakciju i svojstva reaktanata na osnovu termodinamičkih veličina kao što su slobodna energija, entropija i entalpija. Stoga, teorija aktiviranog kompleksa ostaje glavni alat za izračunavanje brzina hemijskih reakcija u sistemima termičke ravnoteže koji uključuju kompleksne molekule i tumačenje odgovarajućih eksperimentalnih podataka.
Kao i svaka jednostavna približna teorija, teorija aktiviranog kompleksa ima ograničen raspon primjenjivosti. Ne može se koristiti za izračunavanje konstanti brzine hemijskih reakcija u termički neravnotežnim sistemima (na primer, u radnim medijima gasnih hemijskih lasera). Što se tiče termički ravnotežnih sistema, teorija aktiviranog kompleksa se ne može koristiti na vrlo niskim temperaturama, gdje zbog kvantnog mehaničkog tunelskog efekta nije primjenjiva ideja o temperaturno neovisnoj energiji aktivacije.
Lit.: Glesston S., Leidler K., Eyring G. Teorija apsolutnih brzina reakcija. Kinetika hemijskih reakcija, viskoznost, difuzija i elektrohemijske pojave. M., 1948; Kondratjev V.N., Nikitin E.E. Kinetika i mehanizam reakcija u gasnoj fazi. M., 1974; Truhlar D.J., Garret V.S., Klippestein S.J. Trenutni status teorije prijelaznih stanja //Journal of Physical Chemistry. 1996. Vol. 100. br. 31.
Aktivirani kompleks grupisanje atoma u odlučujućem trenutku elementarnog čina hemijske reakcije. Koncept hemijske reakcije se široko koristi u teoriji brzina hemijskih reakcija. Tijek elementarnog događaja može se razmotriti na primjeru plinske bimolekularne reakcije (vidi Bimolekularne reakcije) stvaranja jodida vodika iz vodika i jodnih para: H 2 +I 2 = 2HI (1) Kao što pokazuje kvantnomehanička teorija, kada se molekuli H 2 i I 2 približavaju na udaljenosti koja je usporediva s njihovim molekularnim veličinama, oni se međusobno odbijaju silom koja se brzo povećava kako se udaljenost smanjuje. Velika većina sudara između molekula H 2 i I 2 u mješavini plina ne rezultira reakcijom, jer je energija toplinskog kretanja molekula nedovoljna da se savlada odboj. Za određeni, vrlo mali dio molekula, intenzitet termičkog kretanja je slučajno mnogo veći od prosjeka; ovo stvara mogućnost da se molekuli H 2 i I 2 tako blisko spoje da nastaju nove hemijske veze između atoma H i I, a prethodno postojeće hemijske veze H-H i I-I se prekidaju. Dva rezultirajuća HI molekula se odbijaju i stoga se razmiču, čime se završava elementarni čin reakcije. Prijelaz sa lokacije priključaka 2HI = H 2 +I 2 (2) raspored atoma u aktivnim kompleksima će biti isti kao i za direktnu reakciju (1), ali su pravci kretanja atoma u aktiviranim kompleksima reakcija (1) i (2) međusobno suprotni. Energetski odnosi tokom elementarne reakcije mogu se shematski prikazati korišćenjem grafika u kojem je potencijalna energija reagovajućeg sistema U prikazano kao funkcija tzv. koordinate reakcije X, opisivanje relativnog rasporeda atoma. Dat je vrlo mali interval Δ X (pirinač.
) i s obzirom da konfiguracija atoma odgovara A.K., ako je koordinata X ima vrijednost koja leži unutar ovog intervala, možemo uvesti pojmove - koncentracija aktiviranih kompleksa direktne reakcije u datom reagujućem sistemu sa + i njihov životni vijek τ. Tokom vremena javlja se τ po jedinici zapremine s +činovi direktne reakcije. Zbog brzine direktne reakcije r + .
je broj odgovarajućih reakcijskih događaja po jedinici volumena po jedinici vremena, dakle Budući da je interval Δ X je mali, tada su i c + i τ proporcionalni Δ X, tako da njihov odnos ne zavisi od vrednosti proizvoljno odabrane vrednosti Δ X. Količine s + i τ se izračunavaju metodama statističke mehanike, uz korištenje niza pojednostavljujućih pretpostavki, od kojih je glavna pretpostavka da pojava reakcije ne narušava statistički ravnotežnu distribuciju molekula među stanjima. Jednačina (3) izražava osnovnu ideju teorijske interpretacije brzina reakcija na osnovu koncepta vodenih reakcija. Ona ne samo da omogućava da se prosuđuje ovisnost brzine reakcije o koncentracijama supstanci koje sudjeluju u reakciji. temperature i drugih faktora, ali i utvrđuje apsolutnu vrijednost stope. Stoga se AK metoda često naziva teorijom apsolutnih brzina reakcija. U nekim relativno malim brojem reakcija, preuređenje hemijskih veza se dešava sa poteškoćama, tako da postizanje AK konfiguracije još ne garantuje sprovođenje reakcionog čina. Da bi se uzelo u obzir postojanje ovakvih reakcija, koje se nazivaju neadijabatskim, u desnu stranu jednakosti (3) uvodi se dodatni faktor, “koeficijent prijenosa” ili “transmisioni koeficijent”; u slučaju neadijabatskih reakcija to je mnogo manje od jedinice. Početni koncepti AK metode objašnjeni su gore na primjeru homogene plinske reakcije, ali se metoda također primjenjuje na brzine reakcija u otopinama, heterogene katalitičke reakcije i općenito na izračunavanje brzina u svim slučajevima kada transformacija je povezana sa potrebom za nasumičnom koncentracijom energije toplotnog kretanja u količini koja znatno premašuje prosječnu energiju molekula na datoj temperaturi. Poređenje teorije apsolutnih brzina reakcija sa eksperimentalnim podacima, kao i teorijska analiza njenih premisa, pokazuje da je ova teorija, iako nije sasvim tačna, ujedno i uspješna aproksimacija, vrijedna zbog svoje jednostavnosti. Lit.: Glesson S., Laidler K., Eyring G., Teorija apsolutnih brzina reakcija, trans. sa engleskog, M., 1948. M. I. Tjomkin. Velika sovjetska enciklopedija. - M.: Sovjetska enciklopedija.
1969-1978
.
Pogledajte šta je "Aktivirani kompleks" u drugim rječnicima:
U hemiji isto što i prelazno stanje... Veliki enciklopedijski rječnik
- (hemijski), isto kao i prelazno stanje. * * * AKTIVIRANI KOMPLEKS AKTIVIRANI KOMPLEKS, u hemiji isto što i prelazno stanje (vidi PRELAZNO STANJE) ... Encyclopedic Dictionary
aktivirani kompleks- aktyvintasis kompleksas statusas T sritis chemija apibrėžtis Nepatvarus, iš reaguojančiųjų medžiagų susidarantis ir skylantis į reakcijos produktus kompleksas. atitikmenys: engl. aktivirani kompleks rus. aktivirani kompleks... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
- (hemijski), isto kao i prelazno stanje... Prirodne nauke. Encyclopedic Dictionary
Teorija aktiviranog kompleksa je nesumnjivo razvoj Arrheniusovih ideja. Prema ovoj teoriji, elementarna reakcija teče kontinuirano od početnog do konačnog stanja i prolazi kroz prijelazno stanje koje karakterizira maksimalna energija. Za kompleks koji odgovara ovom stanju kaže se da je aktivirani kompleks. Promjena energije tokom reakcije može se predstaviti energetskim dijagramom, kao na sl. 5-1. U takvom dijagramu, različite energetske vrijednosti mogu se nacrtati duž ordinatne ose. Pošto gledamo reakcije u rastvorima, gde se razlika energije meri pri konstantnom pritisku, ima smisla koristiti entalpiju. Tada je razlika između molarne entalpije početnog i konačnog stanja entalpija reakcije, a odgovarajuća razlika za početno i prijelazno stanje je entalpija aktivacije. Treba napomenuti da postoji nekoliko problema povezanih s fizičkim značenjem takvih energetskih dijagrama. Problem nastaje zbog zbrke između mikroskopskog i makroskopskog ponašanja materije. Očigledno, koordinata reakcije odgovara putanji pojedinačnog molekula, a ne kombinovanom ponašanju svih čestica prisutnih u reakcijskoj posudi. Ako sve čestice koje reaguju istovremeno prevladaju energetsku barijeru, to bi bilo u suprotnosti s drugim zakonom termodinamike. U isto vreme
Rice. 5-1. Energetski dijagram za endotermnu elementarnu reakciju.
energetska koordinata odražava termodinamička svojstva reakcionog sistema, tj. prosječne promjene u energiji nakupina velikih čestica. Međutim, ovaj problem je prilično formalan. Na primjer, može se zaobići razmatranjem "graničnog" broja čestica, recimo koji je, s jedne strane, toliko mali da se ne krši drugi zakon termodinamike, jer odstupanja od termodinamičke ravnoteže, tzv. fluktuacije, vjerovatnije su kada se broj posmatranih čestica smanji. S druge strane, ispostavlja se da je ovaj broj čestica dovoljan za primjenu termodinamičkih veličina.
Pretpostavlja se da je aktivirani kompleks u ravnoteži sa početnim reagensima, a jednačina elementarne reakcije drugog reda je
može se predstaviti u obliku
Tada se, analogno s jednadžbom, konstanta brzine reakcije može zapisati kao
gdje je K konstanta ravnoteže Konstanta brzine k može se smatrati učestalošću raspada aktiviranog kompleksa, zbog čega nastaje proizvod. Eyring je predložio da se k odavde smatra jednakim
gdje su Boltzmannove i Plankove konstante, respektivno. Konstanta ravnoteže povezana je sa promjenom Gibbsove slobodne energije:
Gibbsova slobodna energija aktivacije može se izraziti u terminima entalpije aktivacije i entropije aktivacije, tj.
Zamjena (5-11) i (5-10) u vodi do Eyringove jednadžbe
ili, u logaritamskom obliku,
koji se zgodno može pretvoriti u formu
U skladu s tim, na Ajringovom dijagramu se ucrtava zavisnost i dobija se prava linija sa nagibom jednakim - Poznavajući ovu vrijednost, oni se izvode iz jednačine (5-14) koristeći različite skupove vrijednosti Konstanta brzine u Eyringovoj jednačini ima dimenziju. Stoga, striktno govoreći, entropija aktivacije se može izračunati samo za reakcije prvog reda. [Dimenzija koncentracije se gubi u prijelazu iz (5-10), budući da se mjeri u, dok se količina Naravno, Eyringova jednadžba može primijeniti na reakcije bilo kojeg reda, ali treba imati na umu da je apsolutna vrijednosti jako zavise od izbora standardnih stanja. Stoga je neophodan oprez kada se uspoređuju aktivacijske entropije reakcija koje imaju različit redoslijed. Kao što je Melvin-Hughes pokazao, prema teoriji sudara, entropija aktivacije bimolekularne reakcije pri je pozitivnija od entropije aktivacije izračunate korištenjem Eyringove formule. Još treba dokazati da li je to povezano sa zapažanjem da je samo naznačena razlika u entropijama aktivacije eksperimentalno pronađena za dvije reakcije, od kojih je jedna prvog, a druga drugog reda; inače, ostaje da se pretpostavi da se ove reakcije odvijaju prema istom „unutrašnjem mehanizmu“.
(prijelazno stanje)
Ova teorija je najjednostavnija i istorijski prva verzija statističke teorije hemijskih reakcija. Razvili E. Wigner, M. Polyani, G. Eyring, M. Evans 30-ih godina dvadesetog vijeka.
Teorija se također temelji na ideji sudara molekula kao neizostavnog uvjeta za reakciju, ali se istovremeno razmatra i mehanizam sudara molekula.
Ako uzmemo u obzir sljedeću reakciju: A + B = C, onda na osnovu teorije prijelaznog stanja možemo reći da se ova reakcija odvija ovako: A + B ⇄ X ¹ ® C, gdje su A i B početne supstance , X ¹ je prelazni kompleks , C – produkt reakcije.
Šta je tranzicijski kompleks? Odmah nakon sudara aktivnih molekula A i B, počinje preraspodjela kemijskih veza i formiranje prijelaznog kompleksa. Prijelazni kompleks je stanje molekula u interakciji kada stare veze još nisu prekinute, a nove još nisu formirane, ali je preraspodjela veza već počela. Prijelazni kompleks je kada su molekuli A i B izgubili svoju individualnost i imamo kombinaciju atoma između A, B i C. Prijelazno stanje karakterizira kontinuirana promjena udaljenosti između atoma u interakciji. Ovo je značajna razlika između prelaznog kompleksa i obične molekule, u kojoj prosječne udaljenosti između atoma ne zavise od vremena. Prijelazni kompleks također ne treba brkati s međuproizvodima, u kojima udaljenosti između atoma također ostaju nepromijenjene.
Treba napomenuti da formiranje prijelaznog kompleksa zahtijeva utrošak energije. Energija potrebna za transformaciju reaktanata u prijelazno složeno stanje naziva se energija aktivacije. Budući da se početni molekuli još nisu raspali, ali su se veze karakteristične za molekule produkta reakcije već počele stvarati, tada je, prirodno, energija prijelaza u aktivirano stanje (E a) manja od energije kidanja veza u molekule početnih supstanci: 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.
Glavni postulat teorije prelaznog stanja je da su početne supstance uvek u ravnoteži sa prelaznim kompleksima: A+B ⇄ X ¹ ®C. Tada je konstanta hemijske ravnoteže za formiranje prelaznog kompleksa jednaka: . (26)
Iz ovog izraza koncentracija prelaznog kompleksa je jednaka:
X ¹ = [A]×[B] (27)
Tada se prijelazni kompleks nepovratno uništava formiranjem produkta reakcije C. Kvantitativna karakteristika ovog procesa je učestalost raspada prijelaznog kompleksa - P.
Iz statističke mehanike je poznato da broj P zavisi samo od temperature. Ova zavisnost izgleda ovako:
gdje je k Boltzmanova konstanta; h – Plankova konstanta; T – apsolutna temperatura.
Prema tome, za datu temperaturu, broj P je isti za sva prijelazna stanja, a brzina bilo koje kemijske reakcije ovisi samo o koncentraciji prijelaznih kompleksa:
V = (29)
Međutim, koncentracija prelaznih stanja je povezana sa koncentracijom reagensa relacijom (27) i stoga, zamjenom vrijednosti X ¹ u jednačinu (29) dobijamo izraz za brzinu formiranja produkta reakcije.
V = ×[A]×[B] (30)
Zakon djelovanja mase primjenjuje se na uobičajenu reakciju interakcije A + B ⇄ C:
V = k v [A]×[B] (31)
(Simbol k v se koristi za konstantu brzine za razliku od Boltzmannove konstante).
Izjednačimo desne strane jednadžbi (30) i (31), dobijemo:
k v = × ili k v =P× (32).
Iz jednačine (32) je jasno da na datoj temperaturi konstanta brzine reakcije zavisi od konstante hemijske ravnoteže formiranja prelaznog kompleksa i od učestalosti razgradnje prelaznih kompleksa.
Jednačina (32) se naziva osnovnom jednačinom teorije prelaznih stanja.
Za razliku od teorije aktivnih sudara, teorija prelaznog stanja upoređuje različite moguće komplekse, otkriva njihovu veću ili manju ostvarivost i kao rezultat toga određuje energetski najpovoljniji put reakcije.
Stoga se kemijska kinetika zasniva na dvije teorije koje se međusobno nadopunjuju. Ako se teorija prijelaznog stanja koristi za izračunavanje apsolutnih brzina elektrodnih procesa, difuzijskih procesa itd., tada teorija aktivnih sudara, u pravilu, dobro opisuje reakcije u plinskoj fazi.
Teorija prelaznog stanja zasniva se na sljedećim odredbama (postulatima teorije).
Sudar čestica dovodi do stvaranja veze između njih.
Nestabilno stanje u kojem postoje veze između svih čestica naziva se prelazno stanje. Takođe je predstavljen kao kompleks koji je privremeno formiran interakcijom čestica, i naziva se aktivni kompleks.
Formiranje i raspadanje aktivnog kompleksa se dešava samo u jednom pravcu (vidi sliku 12 - 3).
Redoslijed formiranja i raspada kompleksa je sljedeći.
Čestice koje djeluju u interakciji kreću se jedna prema drugoj sve dok između njih ne nastane dodatna veza, čije stvaranje dovodi do slabljenja veze koja već postoji u jednom od molekula u interakciji. Tada se čestice počinju raspršivati. Oslabljena prethodno postojeća veza nestaje, ali ostaje nova veza koja nastaje kada se čestice približavaju jedna drugoj. Rice. 12 - 3.
Formiranje i raspadanje aktivnog kompleksa.Ovaj postulat zabranjuje razlaganje aktivnog kompleksa na početne čestice. Može se samo razgraditi i formirati produkte reakcije.
Formiranje aktivnog kompleksa ne dovodi do narušavanja brzine čestica i Maxwell-Boltzmannove energetske distribucije.
Ovaj postulat teorije tranzicijskog stanja naziva se adijabatski princip.
On je u osnovi proračuna energije interakcijskih čestica, budući da pretpostavlja da elektroni uvijek imaju vremena da poprime najstabilniju konfiguraciju za datu udaljenost između centara atoma.
Pokažimo kako se gornji postulati mogu koristiti za izvođenje osnovne jednadžbe teorije prijelaznog stanja.
Neka se nastavi kako je prikazano na sl. 12 - 3, reakcija:
XY + Z = X + YZ.
.
(12 - 26)
Formalno, brzina ove reakcije je određena jednadžbom:
S druge strane, brzina formiranja produkta reakcije određena je brojem aktivnih kompleksa koji se raspadaju u jedinici vremena prema sljedećoj shemi:
X YZ X + YZ.
Pošto je razgradnja kompleksa monomolekularna reakcija, za njegovu brzinu se može napisati sljedeći izraz:
.
(12 - 28)
Koristeći jednačinu (9 - 20), koja povezuje konstantu brzine ireverzibilne reakcije prvog reda sa prosječnim životnim vijekom konvertirane tvari, jednakost (12 - 27) može se predstaviti na sljedeći način:
.
(12 - 29)
Upoređujući jednakosti (12 - 26) i (12 - 28), dobijamo:
Jednačina (12 - 29) je osnovna jednačina za izračunavanje konstante brzine reakcije. Međutim, on može dobiti svoj konačni oblik ako se količine koje su u njemu uključene iskazuju kroz energetske karakteristike.
Prosječni životni vijek kompleksa može se procijeniti korištenjem drugog postulata teorije.
,
(12 - 30)
Budući da se formiranje i raspadanje kompleksa dešava samo u jednom pravcu, njegovo postojanje se može predstaviti kao jedan oscilatorni ciklus duž nove veze. Energija takvih vibracija jednaka je:
gdje je h Plankova konstanta.
,
(12 - 31)
Energija potrebna za pobuđivanje vibracija jednaka je kinetičkoj komponenti čestica koje se sudaraju. Kada se čestice kreću duž jedne ose, to je jednako:
gdje je Boltzmanova konstanta.
Iz jednakosti kinetičke energije i energije vibracija slijedi:
.
(12 - 33)
Frekvencija oscilovanja je recipročna perioda jedne oscilacije, a uzimajući u obzir da kompleks postoji samo tokom jednog oscilatornog ciklusa, imamo:
.
(12 - 34)
Konstanta K# nije prava konstanta ravnoteže, budući da se kompleks ne raspada u suprotnom smjeru (u originalne čestice). Međutim, omjer između koncentracija ovisi o energiji čestica u početnom stanju iu stanju aktivnog kompleksa. U ovom slučaju, možete koristiti jednadžbu izoterme hemijske reakcije u sljedećem obliku (pogledajte dio I, stranica 77):
.
(12 - 35)
Promjena Gibbsove energije za prijelaz iz početnog stanja čestica u stanje aktivnog kompleksa (prijelazno stanje) G # određena je promjenom entalpije H # i promjenom entropije S #:
Stoga se konstanta K# može predstaviti na sljedeći način:
.
(12 - 36)
Dakle, jednadžba za konstantu brzine reakcije ima oblik:
.
(12 - 37)
Magnituda 
, koji sadrži aktivacijsku entropijuS #, odgovara steričkom faktoru u teoriji aktivnih sudara. Entalpija aktivacije H # u teoriji prelaznog stanja odgovara energiji aktivacije. Za njegovo izračunavanje potrebno je poznavati energiju sistema u početnom stanju i energiju aktiviranog kompleksa.
Da bi se izračunala promena energije sistema tokom prelaska iz početnog stanja u prelazno stanje, potrebno je pronaći zavisnost energije sistema od rastojanja između atoma. U razmatranom slučaju formiranja aktivnog kompleksa iz početne molekule XY i čestice Z, nezavisne varijable su udaljenosti između centara atoma u paru X i Y, koje označavamo sa r XY, i rastojanje između centre atoma Y i Z, koje označavamo sa r YZ.
Energija sistema je funkcija ovih varijabli:
U trokoordinatnom sistemu, ova zavisnost se prenosi preko površine. Za prikaz ovisnosti energije o udaljenostima r XY i r YZ u ravni koristi se isti metod kao i pri izradi topografskih karata, i to: nacrtaju se jednako udaljene ravni, okomite na os energije, a presječne linije ovih ravni sa površine su ucrtane na ravni crteža. Na sl. 12 - 4 prikazuje primjer konstruiranja energetskog dijagrama korištenjem ove metode. Rice. 12 - 4
Da bi se konstruisao dijagram, izračunava se potencijalna energija sistema za različite kombinacije rastojanja r XY i r YZ. U ovom slučaju se koristi četvrti postulat teorije (princip adijabatičnosti), prema kojem se proračuni provode za sisteme sa ravnotežnim elektronskim konfiguracijama. Molekul XY ima minimalnu energiju kada je udaljenost između atoma jednaka dužini veze. Povećanje ili smanjenje ove udaljenosti dovodi do povećanja energije u pojedinačnoj molekuli. Isto važi i za YZ molekul. Shodno tome, dijagram bi trebao sadržavati dva područja sa smanjenim vrijednostima energije A i B (figurativno se nazivaju dolinama). Regije A i B su međusobno odvojene dijelom malog povećanja energije C (figurativno se naziva prolaz).Na tipičnom energetskom dijagramu (sl. 12 - 4) postoji nekoliko posebnih tačaka. Prvi a odgovara početnom stanju sistema (stanju prije početka reakcije). U ovom stanju, udaljenost između centara X i Y atoma treba da bude jednaka normalnoj dužini veze u stacionarnom stanju XY molekula. Udaljenost između centara Y i Z atoma mora biti vrlo velika, budući da Z čestica još nije stupila u interakciju s XY molekulom. Još jedna karakteristična tačka b odražava konačno stanje sistema (stanje nakon reakcije). Odgovara udaljenosti između centara atoma Y i Z, jednakoj dužini veze u novoformiranoj molekuli, i velikoj udaljenosti između razdvojene čestice X i atoma Y. Treća najvažnija tačka na energetskom dijagramu je sedlo tačka With
. Na prelaznoj tački postoji potpuno formiran aktivni kompleks. Iz prethodnog proizilazi da je kemijska transformacija, prema teoriji prijelaznog stanja, prijelaz iz tačke A Udaljenost između centara Y i Z atoma mora biti vrlo velika, budući da Z čestica još nije stupila u interakciju s XY molekulom. Još jedna karakteristična tačka do tačke odražava konačno stanje sistema (stanje nakon reakcije). Odgovara udaljenosti između centara atoma Y i Z, jednakoj dužini veze u novoformiranoj molekuli, i velikoj udaljenosti između razdvojene čestice X i atoma Y. Treća najvažnija tačka na energetskom dijagramu je sedlo tačka kroz tačku Iz prethodnog proizilazi da je kemijska transformacija, prema teoriji prijelaznog stanja, prijelaz iz tačke. Ovaj prijelaz se događa pri minimalnim vrijednostima energije (u energetskom dijagramu odgovara kretanju iz tačke po dnu doline A do prijevoja With Udaljenost između centara Y i Z atoma mora biti vrlo velika, budući da Z čestica još nije stupila u interakciju s XY molekulom. Još jedna karakteristična tačka, a zatim se spustite u dolinu B i pređite do tačke ). To se zove
reakcijom i prikazan je isprekidanom linijom. Ako sečete dijagram prostorne energije duž putanje reakcije okomito na ravan r XY - r YZ, tada će sekcija proizvesti liniju čija dužina odgovara dužini puta reakcije, a ordinata odgovara energiji sistema. Nazovimo liniju u ovim koordinatama
profil putanje reakcije(Sl. 12 - 5).
Razlika između energije sistema u prelaznom stanju i energije u početnom stanju E 1, kao što je prikazano na sl. 12 - 5, je klasična energija aktivacije reakcije naprijed. Razlika energije u stanju aktivnog kompleksa i konačnom stanju E−1 jednaka je energiji aktivacije reverzne reakcije. Razlika između energija aktivacije prednje i reverzne reakcije odgovara toplotnom efektu reakcije H.Dakle, energija aktivacije u teoriji prelaznog stanja ima jasnu interpretaciju kao vrijednost energetske barijere jednaka razlici energije u prijelaznom i početnom stanju .
Kao što je više puta napomenuto, svi proračuni potencijalne energije sistema mogući su samo u slučaju kada elektroni imaju ravnotežne konfiguracije. U toku reakcije narušava se princip adijabatnosti. Stoga se ispostavlja da je izračunata energetska vrijednost precijenjena. Da bi se uzela u obzir neslaganje između izračunatih i stvarnih energetskih vrijednosti u stanju aktivnog kompleksa, uvodi se faktor korekcije, koji se naziva koeficijent prenosa. Sa uvođenjem ovog amandmana, osnovna jednadžba teorije prelaznog stanja dobija svoj konačni oblik:
.
(12 - 38)
Teorija prelaznog stanja je primenljiva ne samo na hemijske transformacije, već i na druge kinetičke procese: difuziju, viskozno strujanje, električnu provodljivost rastvora. Pretpostavlja se da je kretanje čestica u tekućini povezano s prevladavanjem energetske barijere čija je vrijednost jednaka energiji aktivacije.