في الكيمياء ، يُطلق على الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لتنشيط الذرات أو الجزيئات إلى حالة يمكن فيها توليد التحول الكيميائي أو النقل الفيزيائي طاقة التنشيط ، Ea . في نظرية الحالة الانتقالية ، طاقة التنشيط هي الاختلاف في محتوى الطاقة بين الذرات أو الجزيئات في تكوين الحالة النشطة أو الانتقالية والذرات أو الجزيئات في التكوين الأولي. دائمًا تقريبًا ، تحدث حالة التفاعل عند مستوى طاقة أعلى من المنتجات المتفاعلة (المواد المتفاعلة). لذلك ، فإن طاقة التنشيط دائمًا لها قيمة إيجابية. تحدث هذه القيمة الإيجابية بغض النظر عما إذا كان التفاعل يمتص الطاقة ( endergonic أوماص للحرارة ) أو ينتجها ( طارد للحرارة أو طارد للحرارة ).
طاقة التنشيط هي اختصار لـ Ea. الوحدات الأكثر شيوعًا لوحدات Ea هي كيلوجول لكل مول (كيلوجول / مول) وسعرات حرارية لكل مول (كيلوكالوري / مول).
معادلة أرهينيوس إيا
كان Svante Arrhenius عالمًا سويديًا أظهر في عام 1889 وجود طاقة التنشيط ، وطور المعادلة التي تحمل اسمه. تصف معادلة أرهينيوس العلاقة بين درجة الحرارة ومعدل التفاعل. هذه العلاقة ضرورية لحساب سرعة التفاعلات الكيميائية ، وقبل كل شيء ، كمية الطاقة اللازمة لحدوث هذه التفاعلات.
في معادلة أرينيوس ، K هو معامل معدل التفاعل (معدل التفاعل) ، A هو عامل عدد مرات تصادم الجزيئات ، و e ثابت (يساوي تقريبًا 2.718). من ناحية أخرى ، Ea هي طاقة التنشيط و R هي ثابت الغاز العالمي (وحدات الطاقة لكل زيادة في درجة الحرارة لكل مول). أخيرًا ، تمثل T درجة الحرارة المطلقة ، مقاسة بالدرجات كلفن.
وبالتالي ، يتم تمثيل معادلة أرهينيوس على أنها ك = Ae ^ (- Ea / RT). ومع ذلك ، مثل العديد من المعادلات ، يمكن إعادة ترتيبها لحساب القيم المختلفة. ومع ذلك ، ليس من الضروري معرفة قيمة A لحساب طاقة التنشيط (Ea) ، حيث يمكن تحديد ذلك من تباين معاملات معدل التفاعل كدالة لدرجة الحرارة.
الأهمية الكيميائية لـ Ea
تحتوي جميع الجزيئات على كمية صغيرة من الطاقة ، والتي يمكن أن تكون في شكل طاقة حركية أو طاقة كامنة. عندما تتصادم الجزيئات ، يمكن أن تؤدي طاقتها الحركية إلى تعطيل الروابط وحتى تدميرها ، وهو ما يحدث عند حدوث تفاعلات كيميائية.
إذا كانت الجزيئات تتحرك ببطء ، أي مع القليل من الطاقة الحركية ، فإما أنها لا تتصادم مع الجزيئات الأخرى أو أن التأثيرات لا تولد أي تفاعل لأنها ضعيفة. يحدث الشيء نفسه إذا اصطدمت الجزيئات بالاتجاه الخاطئ أو غير المناسب. ومع ذلك ، إذا كانت الجزيئات تتحرك بسرعة كافية وفي الاتجاه الصحيح ، فسيحدث تصادم ناجح. وبالتالي ، فإن الطاقة الحركية عند الاصطدام ستكون أكبر من الحد الأدنى للطاقة ، وبعد هذا الاصطدام سيحدث تفاعل. حتى التفاعلات الطاردة للحرارة تتطلب قدرًا ضئيلًا من الطاقة للبدء. هذا الحد الأدنى من متطلبات الطاقة ، كما أوضحنا من قبل ، يسمى طاقة التنشيط.
إن معرفة البيانات حول طاقة التنشيط للمواد تعني إمكانية الاهتمام ببيئتنا. بعبارة أخرى ، إذا كنا ندرك أنه ، اعتمادًا على خصائص الجزيئات ، يمكن إنتاج تفاعل كيميائي ، لا يمكننا تنفيذ الإجراءات التي ، على سبيل المثال ، يمكن أن تسبب حريقًا. على سبيل المثال ، مع العلم أن الكتاب يمكن أن تشتعل فيه النيران إذا وُضعت شمعة فوقه (توفر لهبها طاقة التنشيط) ، سنحرص على ألا تنتشر شعلة الشمعة إلى ورقة الكتاب.
المحفزات وطاقة التنشيط
يزيد المحفز من معدل التفاعل بطريقة مختلفة قليلاً عن الطرق الأخرى المستخدمة لنفس الغرض. تتمثل وظيفة المحفز في خفض طاقة التنشيط ، بحيث تحتوي نسبة أكبر من الجسيمات على طاقة كافية للتفاعل. يمكن للمحفزات أن تخفض طاقة التنشيط بطريقتين:
- من خلال توجيه الجسيمات المتفاعلة بحيث تزداد احتمالية حدوث الاصطدامات ، أو بتغيير سرعة تحركاتها.
- التفاعل مع المواد المتفاعلة لتكوين مادة وسيطة تتطلب طاقة أقل لتكوين المنتج.
يمكن لبعض المعادن ، مثل البلاتين والنحاس والحديد ، أن تعمل كمحفزات في تفاعلات معينة. يوجد في أجسامنا إنزيمات تعد محفزات بيولوجية (محفزات حيوية) تساعد في تسريع التفاعلات الكيميائية الحيوية. تتفاعل المحفزات بشكل عام مع واحد أو أكثر من المواد المتفاعلة لتشكيل مادة وسيطة ، والتي تتفاعل بعد ذلك لتصبح المنتج النهائي. غالبًا ما يشار إلى هذه المادة الوسيطة باسم “المركب المنشط ” .
مثال على تفاعل يشتمل على محفز
فيما يلي مثال نظري لكيفية استمرار تفاعل يشتمل على محفز. A و B عبارة عن مواد متفاعلة ، و C هي المحفز ، و D هي ناتج التفاعل بين A و B.
الخطوة الأولى (رد الفعل 1): A + C → AC
الخطوة الثانية (رد الفعل 2): B + AC → ACB
الخطوة الثالثة (رد الفعل 3): ACB → C + D
ACB لتقف على المواد الكيميائية الوسيطة. على الرغم من استهلاك المحفز (C) في التفاعل 1 ، فإنه يتم إطلاقه مرة أخرى لاحقًا في التفاعل 3 ، وبالتالي يكون التفاعل الكلي مع المحفز هو: A + B + C → D + C
ويترتب على ذلك أن المحفز يتم تحريره في نهاية التفاعل دون تغيير تمامًا. بدون أخذ المحفز في الاعتبار ، سيتم كتابة التفاعل الكلي: A + B → D
في هذا المثال ، قدم المحفز مجموعة من خطوات التفاعل التي يمكننا تسميتها “مسار التفاعل البديل”. يتطلب هذا المسار الذي يتدخل فيه المحفز طاقة تنشيط أقل وبالتالي يكون أسرع وأكثر كفاءة.
معادلة أرهينيوس ومعادلة إيرينغ
يمكن استخدام معادلتين لوصف كيفية زيادة معدل التفاعلات مع درجة الحرارة. أولاً ، تصف معادلة أرهينيوس اعتماد معدلات التفاعل على درجة الحرارة. من ناحية أخرى ، هناك معادلة Eyring ، التي اقترحها الباحث المذكور في عام 1935 ؛ تعتمد معادلته على نظرية الحالة الانتقالية وتستخدم لوصف العلاقة بين معدل التفاعل ودرجة الحرارة. المعادلة هي:
ك = ( kB T / h) exp (-G ‡ / RT).
ومع ذلك ، في حين أن معادلة أرهينيوس تشرح الاعتماد بين درجة الحرارة ومعدل التفاعل ظاهريًا ، فإن معادلة Eyring تبلغ عن الخطوات الأولية الفردية للتفاعل.
من ناحية أخرى ، لا يمكن تطبيق معادلة أرهينيوس إلا على الطاقة الحركية في الطور الغازي ، في حين أن معادلة Eyring مفيدة في دراسة التفاعلات في كل من الطور الغازي والمراحل المكثفة والمختلطة (المراحل التي ليس لها صلة بالموضوع) في مرحلة الغاز). نموذج الاصطدام). وبالمثل ، فإن معادلة أرهينيوس تستند إلى الملاحظة التجريبية بأن معدل التفاعلات يزداد مع ارتفاع درجة الحرارة. بدلاً من ذلك ، فإن معادلة Eyring عبارة عن بناء نظري يعتمد على نموذج الحالة الانتقالية.
مبادئ نظرية الحالة الانتقالية:
- يوجد توازن ديناميكي حراري بين حالة الانتقال وحالة المواد المتفاعلة في الجزء العلوي من حاجز الطاقة.
- يتناسب معدل التفاعل الكيميائي مع تركيز الجسيمات في حالة انتقال الطاقة العالية.
العلاقة بين طاقة التنشيط وطاقة جيبس
على الرغم من أن معدل التفاعل موصوف أيضًا في معادلة Eyring ، مع هذه المعادلة بدلاً من استخدام طاقة التنشيط ، يتم تضمين طاقة Gibbs (ΔG ‡ ) لحالة الانتقال.
نظرًا لأن الطاقة الحركية للجزيئات المتصادمة (أي تلك التي لديها طاقة كافية وتوجيه مناسب) تتحول إلى طاقة كامنة ، فإن الحالة النشطة للمركب المنشط تتميز بطاقة جيبس المولية الموجبة. تم اكتشاف طاقة جيبس ، التي كانت تسمى في الأصل “الطاقة المتاحة” ، في عام 1870 من قبل يوشيا ويلارد جيبس. تسمى هذه الطاقة أيضًا الطاقة القياسية المجانية للتنشيط .
تُعرَّف طاقة جيبس الحرة لأي نظام في أي لحظة على أنها المحتوى الحراري للنظام مطروحًا منه ناتج درجات الحرارة مضروبًا في إنتروبيا النظام:
G = H-TS.
H هي المحتوى الحراري ، و T هي درجة الحرارة ، و S هي الانتروبيا. هذه المعادلة التي تحدد الطاقة الحرة لنظام ما قادرة على تحديد الأهمية النسبية للمحتوى الحراري والإنتروبيا كقوى دافعة لتفاعل معين. الآن ، يعتمد التوازن بين مساهمات شروط المحتوى الحراري والإنتروبيا في الطاقة الحرة للتفاعل على درجة الحرارة التي يحدث عندها التفاعل. تشير المعادلة المستخدمة لتعريف الطاقة الحرة إلى أن مصطلح الانتروبيا سيصبح أكثر أهمية مع زيادة درجة الحرارة : ΔG ° = ΔH ° – TΔS °.
مصادر
- برينارد ، ج. (2014). طاقة التفعيل. على https://www.ck12.org/
- قانون أرهينيان. (2020). طاقات التنشيط.
- ميتشل ، ن. (2018). تنشيط العين ، تحليل طاقة التحلل المائي أنهيدريد الخليك في أنظمة المذيبات أسيتونتريل.
