Théorie de l'état de transition, également appelée théorie du complexe activé ou théorie des taux de réaction absolus, traitement des réactions chimiques et autres processus qui les considèrent comme procédant à un changement continu des positions relatives et des énergies potentielles des atomes et des molécules constitutifs. Sur le chemin de réaction entre les arrangements initial et final d'atomes ou de molécules, il existe une configuration intermédiaire à laquelle l'énergie potentielle a une valeur maximale. La configuration correspondant à ce maximum est connue sous le nom de complexe activé, et son état est appelé état de transition. La différence entre les énergies de transition et les états initiaux est étroitement liée à l'énergie d'activation expérimentale de la réaction; il représente l'énergie minimale qu'un système en réaction ou en circulation doit acquérir pour que la transformation ait lieu. Dans la théorie de l'état de transition, le complexe activé est considéré comme ayant été formé dans un état d'équilibre avec les atomes ou les molécules dans l'état initial, et donc ses propriétés statistiques et thermodynamiques peuvent être spécifiées. La vitesse à laquelle l'état final est atteint est déterminée par le nombre de complexes activés formés et la fréquence avec laquelle ils passent à l'état final. Ces quantités peuvent être calculées pour des systèmes simples en utilisant des principes statistiques-mécaniques. De cette façon, la constante de vitesse d'un processus chimique ou physique peut être exprimée en termes de dimensions atomiques et moléculaires, de masses atomiques et de forces interatomiques ou intermoléculaires. La théorie de l'état de transition peut également être formulée en termes thermodynamiques. (Voir cinétique chimique.)
cinétique chimique: théorie de l'état de transition
L'idée d'une surface d'énergie potentielle est née des idées du physicien néerlandais Jacobus Henricus van 't Hoff et du physicien suédois
