U hemiji, minimalna količina energije potrebna za aktiviranje atoma ili molekula do stanja u kojem se može generirati kemijska transformacija ili fizički transport naziva se energija aktivacije , Ea . U teoriji prijelaznog stanja, energija aktivacije je razlika u sadržaju energije između atoma ili molekula u aktivnoj ili prijelaznoj konfiguraciji stanja i atoma ili molekula u početnoj konfiguraciji. Gotovo uvijek se stanje reakcije javlja na višem energetskom nivou nego produkti reakcije (reaktanti). Dakle, energija aktivacije uvijek ima pozitivnu vrijednost. Ova pozitivna vrijednost se javlja bez obzira da li reakcija apsorbira energiju ( endergonska iliendotermni ) ili ga proizvodi ( eksergonski ili egzotermni ).
Energija aktivacije je skraćenica za Ea. Najčešće jedinice Ea jedinica su kilodžuli po molu (kJ/mol) i kilokalorije po molu (kcal/mol).
Arrhenius Ea jednadžba
Svante Arrhenius je bio švedski naučnik koji je 1889. demonstrirao postojanje energije aktivacije, razvijajući jednačinu koja nosi njegovo ime. Arrheniusova jednadžba opisuje korelaciju između temperature i brzine reakcije. Ovaj odnos je neophodan za izračunavanje brzine hemijskih reakcija i, iznad svega, količine energije potrebne da se te reakcije odvijaju.
U Arrheniusovoj jednačini, K je koeficijent brzine reakcije (brzina reakcije), A je faktor koliko se često molekuli sudaraju, a e je konstanta (približno jednaka 2,718). S druge strane, Ea je energija aktivacije, a R je univerzalna plinska konstanta (energetske jedinice po porastu temperature po molu). Konačno, T predstavlja apsolutnu temperaturu, mjerenu u stepenima Kelvina.
Dakle, Arrheniusova jednačina je predstavljena kao k= Ae^(-Ea/RT). Međutim, kao i mnoge jednačine, može se preurediti kako bi se izračunale različite vrijednosti. Međutim, nije potrebno znati vrijednost A da bi se izračunala energija aktivacije (Ea), jer se to može odrediti iz varijacije koeficijenata brzine reakcije kao funkcije temperature.
Hemijski značaj Ea
Svi molekuli imaju malu količinu energije, koja može biti u obliku kinetičke energije ili potencijalne energije. Kada se molekuli sudare, njihova kinetička energija može poremetiti, pa čak i uništiti veze, što se dešava kada se odvijaju hemijske reakcije.
Ako se molekuli kreću sporo, odnosno s malo kinetičke energije, ili se ne sudaraju s drugim molekulima ili udari ne izazivaju nikakvu reakciju jer su slabi. Isto se događa ako se molekuli sudare s pogrešnom ili nepravilnom orijentacijom. Međutim, ako se molekuli kreću dovoljno brzo i u pravoj orijentaciji, doći će do uspješnog sudara. Dakle, kinetička energija pri sudaru će biti veća od minimalne energije, a nakon tog sudara će doći do reakcije. Čak i egzotermne reakcije zahtijevaju minimalnu količinu energije za početak. Taj minimalni energetski zahtjev, kao što smo ranije objasnili, naziva se energija aktivacije.
Poznavanje podataka o energiji aktivacije supstanci podrazumijeva mogućnost brige o svom okolišu. Drugim riječima, ako smo svjesni da, ovisno o karakteristikama molekula, može doći do kemijske reakcije, ne bismo mogli izvoditi radnje koje bi, na primjer, mogle izazvati požar. Na primjer, znajući da bi se knjiga mogla zapaliti ako se na nju stavi svijeća (čiji bi plamen dao energiju aktivacije), pazit ćemo da se plamen svijeće ne proširi na papir knjige.
Katalizatori i aktivaciona energija
Katalizator povećava brzinu reakcije na nešto drugačiji način od drugih metoda koje se koriste u istu svrhu. Funkcija katalizatora je da smanji energiju aktivacije , tako da veći dio čestica ima dovoljno energije za reakciju. Katalizatori mogu smanjiti energiju aktivacije na dva načina:
- Usmjeravanjem reagujućih čestica tako da postoji veća vjerovatnoća da će doći do sudara ili promjenom brzine njihovog kretanja.
- Reakcija s reaktantima da bi se formirala međusupstanca kojoj je potrebno manje energije za formiranje proizvoda.
Neki metali, kao što su platina, bakar i željezo, mogu djelovati kao katalizatori u određenim reakcijama. U našem vlastitom tijelu postoje enzimi koji su biološki katalizatori (biokatalizatori) koji pomažu u ubrzavanju biokemijskih reakcija. Katalizatori generalno reaguju sa jednim ili više reaktanata kako bi formirali intermedijer, koji zatim reaguje da bi postao konačni proizvod. Takva intermedijarna tvar se često naziva “aktiviranim kompleksom ” .
Primjer reakcije koja uključuje katalizator
Sljedeći je teorijski primjer kako bi se reakcija koja uključuje katalizator mogla odvijati. A i B su reaktanti, C je katalizator, a D je proizvod reakcije između A i B.
Prvi korak (reakcija 1): A+C → AC
Drugi korak (reakcija 2): B+AC → ACB
Treći korak (reakcija 3): ACB → C+D
ACB je skraćenica od Chemical Intermediate. Iako se katalizator (C) troši u reakciji 1, kasnije se ponovo oslobađa u reakciji 3, tako da je ukupna reakcija s katalizatorom: A+B+C → D+C
Iz ovoga slijedi da se katalizator oslobađa na kraju reakcije, potpuno nepromijenjen. Bez uzimanja u obzir katalizatora, ukupna reakcija bi bila napisana: A+B → D
U ovom primjeru, katalizator je dao skup reakcijskih koraka koje možemo nazvati “alternativnim reakcionim putem”. Ovaj put u kojem intervenira katalizator zahtijeva manje energije aktivacije i stoga je brži i efikasniji.
Arrheniusova jednačina i Eyringova jednačina
Dve jednačine se mogu koristiti da se opiše kako se brzina reakcija povećava sa temperaturom. Prvo, Arrheniusova jednadžba opisuje ovisnost brzina reakcije o temperaturi. S druge strane, postoji Ajringova jednačina, koju je predložio pomenuti istraživač 1935. godine; njegova jednadžba je zasnovana na teoriji prelaznog stanja i koristi se za opisivanje odnosa između brzine reakcije i temperature. Jednačina je:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Međutim, dok Arrheniusova jednačina fenomenološki objašnjava ovisnost između temperature i brzine reakcije, Eyringova jednačina informiše o pojedinačnim elementarnim koracima reakcije.
S druge strane, Arrheniusova jednadžba se može primijeniti samo na kinetičku energiju u plinskoj fazi, dok je Eyringova jednačina korisna u proučavanju reakcija kako u plinskoj fazi tako iu kondenziranoj i miješanoj fazi (faze koje nemaju značaja u gasnoj fazi) model sudara). Isto tako, Arrheniusova jednadžba se zasniva na empirijskom zapažanju da se brzina reakcija povećava s temperaturom. Umjesto toga, Eyringova jednadžba je teorijska konstrukcija zasnovana na modelu prelaznog stanja.
Principi teorije tranzicijskog stanja:
- Postoji termodinamička ravnoteža između prelaznog stanja i stanja reaktanata na vrhu energetske barijere.
- Brzina hemijske reakcije je proporcionalna koncentraciji čestica u visokoenergetskom prelaznom stanju.
Odnos između energije aktivacije i Gibbsove energije
Iako je brzina reakcije također opisana u Eyringovoj jednačini, u ovu jednačinu umjesto korištenja energije aktivacije, uključena je Gibbsova energija (ΔG ‡ ) prijelaznog stanja.
Budući da se kinetička energija sudarajućih molekula (tj. onih sa dovoljnom energijom i pravilnom orijentacijom) pretvara u potencijalnu energiju, energetsko stanje aktiviranog kompleksa karakterizira pozitivna molarna Gibbsova energija. Gibbsovu energiju, izvorno nazvanu “dostupna energija”, otkrio je 1870. Josiah Willard Gibbs. Ova energija se naziva i standardna slobodna energija aktivacije .
Gibbsova slobodna energija sistema u svakom trenutku definira se kao entalpija sistema minus proizvod temperature puta entropije sistema:
G=H-TS.
H je entalpija, T je temperatura, a S je entropija. Ova jednadžba koja definira slobodnu energiju sistema može odrediti relativni značaj entalpije i entropije kao pokretačkih sila specifične reakcije. Sada, ravnoteža između doprinosa entalpijskih i entropijskih članova slobodnoj energiji reakcije zavisi od temperature na kojoj se reakcija odvija. Jednačina koja se koristi za definiranje slobodne energije sugerira da će entropijski član postati važniji kako temperatura raste : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Izvori
- Brainard, J. (2014). Energija aktivacije. Na https://www.ck12.org/
- Arrensko pravo. (2020). Energije aktivacije.
- Mitchell, N. (2018). Eyringova energetska analiza hidrolize anhidrida octene kiseline u sistemima korastvarača acetonitrila.
