Overgangstilstand

Overgangstilstanden til en kjemisk reaksjon er en spesiell konfigurasjon langs reaksjonskoordinat. Det er definert som tilstanden som tilsvarer den høyeste potensielle energien langs denne reaksjonskoordinaten. Det er ofte merket med det dobbelte dolk ‡ symbolet. 

Som et eksempel forekommer overgangstilstanden vist under. Dette er en SN2-reaksjonen av brometan med et hydroksylanion: 

Det aktiverte komplekset av en reaksjon kan referere til enten overgangstilstanden eller til andre tilstander langs reaksjonskoordinaten mellom reaktanter og produkter, spesielt de nær overgangstilstanden.

Ifølge overgangstilstandsteorien, når reaktantene har gått gjennom overgangstilstandskonfigurasjonen, fortsetter de alltid å danne produkter.

Historien til konseptet 
Konseptet med en overgangstilstand har vært viktig i mange teorier om hastigheter til kjemiske reaksjoner. Dette startet med overgangstilstandsteorien, som først ble utviklet rundt 1935 av Henry Eyring, Meredith Gwynne Evans og Polanyi, og introduserte grunnleggende konsepter innen kjemisk kinetikk som fremdeles brukes i dag.

Forklaring 
En kollisjon mellom reaktantmolekyler kan resultere i en vellykket reaksjon. Utfallet avhenger av faktorer som molekylenes relative kinetiske energi, relative orientering og indre energi. Selv om kollisjonspartnerne danner et aktivert kompleks, er de ikke nødt til å fortsette og danne produkter, og i stedet kan komplekset falle fra hverandre til reaktantene.

Referanser 

Kjemisk kinetikk