Reaksjonsteori

Reaksjonsteori er et teoretisk rammeverk som forklarer hvordan kjemiske reaksjoner finner sted og hvor raskt de skjer. Den kombinerer kjemisk kinetikk, som studerer hastigheter og hvordan de avhenger av temperatur, konsentrasjon og trykk, med mekanistiske modeller som beskriver de trinnvise omsetningene mellom molekyler. Formålet er å forklare hvilke produkter som dannes, hvilke mellomprodukter som opptrer, og hvordan reaksjoner kan kontrolleres og optimaliseres i industri og miljø.

Nøkkelbegreper omfatter reaksjonshastighet og hastighetslov, som ofte beskrives med en hastighetskonstant k. Avhengigheten av temperatur følger ofte Arrhenius-ligningen k = A e^{-Ea/RT}, der Ea er aktiveringsenergien. Begrepet aktiverte kompleks eller overgangstilstand brukes for å beskrive den energimessige barrieren som må passeres for at omsetningen skal skje. Reaksjonene kan foregå i ett eller flere trinn, og mekanismen beskriver den faktiske sekvensen av elementære trinn og mellomprodukter. Eksperimentell informasjon som hastighetsmålinger og isotopmerking, samt teoretiske beregninger, brukes for å bestemme mekanismen.

Transition state theory gir en teoretisk forbindelse mellom energibarrieren og hastigheten, ofte uttrykt gjennom ΔG‡. Katalyse endrer mekanismen ved å tilby en lavere aktiveringsbarriere. Moderne tilnærminger inkluderer mikrokinetisk modellering og kvantemekaniske beregninger (for eksempel DFT) for å kartlegge potensialenergilandskap og reaksjonkoordinater.

Reaksjonsteori har anvendelser i prosessindustrien, syntese av legemidler, miljøkjemi og utvikling av katalysatorer, og har utviklet seg betydelig siden 1800-tallets tidlige kinetiske studier.