در شیمی، حداقل مقدار انرژی مورد نیاز برای فعال کردن اتم‌ها یا مولکول‌ها به شرایطی که در آن تبدیل شیمیایی یا انتقال فیزیکی ایجاد شود، انرژی فعال‌سازی ، Ea نامیده می‌شود. در تئوری حالت گذار، انرژی فعال سازی تفاوت در محتوای انرژی بین اتم ها یا مولکول ها در یک پیکربندی حالت فعال یا انتقالی و اتم ها یا مولکول ها در یک پیکربندی اولیه است. تقریباً همیشه، وضعیت یک واکنش در سطح انرژی بالاتری نسبت به محصولات واکنش دهنده (واکنش دهنده ها) رخ می دهد. بنابراین انرژی فعال سازی همیشه ارزش مثبتی دارد. این مقدار مثبت صرف نظر از اینکه آیا واکنش انرژی جذب می کند ( اندرگونیک یاگرماگیر ) یا آن را تولید می کند ( اگزرگونیک یا گرمازا ).
انرژی فعال سازی مخفف Ea است. رایج ترین واحدهای Ea عبارتند از کیلوژول در مول (kJ/mol) و کیلوکالری در مول (kcal/mol).
معادله Arrhenius Ea
Svante Arrhenius دانشمند سوئدی بود که در سال 1889 وجود انرژی فعال سازی را نشان داد و معادله ای را که نام خود را دارد توسعه داد. معادله آرنیوس همبستگی بین دما و سرعت واکنش را توصیف می کند. این رابطه برای محاسبه سرعت واکنش های شیمیایی و بالاتر از همه، مقدار انرژی مورد نیاز برای انجام این واکنش ها ضروری است.
در معادله آرنیوس، K ضریب سرعت واکنش (سرعت واکنش)، A ضریب دفعات برخورد مولکول‌ها و e یک ثابت است (تقریباً برابر با 718/2). از سوی دیگر، Ea انرژی فعال‌سازی و R ثابت گاز جهانی است (واحد انرژی در هر درجه حرارت در هر مول افزایش می‌یابد). در نهایت، T نشان دهنده دمای مطلق است که بر حسب درجه کلوین اندازه گیری می شود.
بنابراین، معادله آرنیوس به صورت k=Ae^(-Ea/RT) نشان داده می شود. با این حال، مانند بسیاری از معادلات، می توان آن را برای محاسبه مقادیر مختلف بازآرایی کرد. با این حال، دانستن مقدار A برای محاسبه انرژی فعال سازی (Ea) ضروری نیست، زیرا این می تواند از تغییر ضرایب سرعت واکنش به عنوان تابعی از دما تعیین شود.
اهمیت شیمیایی Ea
همه مولکول ها مقدار کمی انرژی دارند که می تواند به صورت انرژی جنبشی یا انرژی پتانسیل باشد. هنگامی که مولکول ها با هم برخورد می کنند، انرژی جنبشی آنها می تواند پیوندها را مختل کرده و حتی از بین ببرد، این همان چیزی است که هنگام انجام واکنش های شیمیایی اتفاق می افتد.
اگر مولکول ها آهسته حرکت کنند، یعنی با انرژی جنبشی کمی، یا با مولکول های دیگر برخورد نمی کنند یا ضربه ها به دلیل ضعیف بودن، واکنشی ایجاد نمی کنند. همین اتفاق می افتد اگر مولکول ها با جهت گیری اشتباه یا نامناسب برخورد کنند. با این حال، اگر مولکول ها به اندازه کافی سریع و در جهت مناسب حرکت کنند، یک برخورد موفقیت آمیز رخ خواهد داد. بنابراین انرژی جنبشی هنگام برخورد بیشتر از حداقل انرژی خواهد بود و پس از آن برخورد واکنشی رخ خواهد داد. حتی واکنش های گرمازا نیز برای شروع به حداقل انرژی نیاز دارند. آن حداقل انرژی مورد نیاز، همانطور که قبلا توضیح دادیم، انرژی فعال سازی نامیده می شود.
آگاهی از داده‌های مربوط به انرژی فعال‌سازی مواد، امکان مراقبت از محیط‌زیست خود را نشان می‌دهد. به عبارت دیگر، اگر بدانیم که بسته به ویژگی های مولکول ها، می توان یک واکنش شیمیایی ایجاد کرد، نمی توانیم اقداماتی را انجام دهیم که مثلاً باعث آتش سوزی شود. به عنوان مثال، با علم به اینکه اگر یک کتاب شمعی روی آن قرار گیرد (که شعله آن انرژی فعال سازی را تامین می کند) ممکن است آتش بگیرد، مراقب باشیم که شعله شمع به کاغذ کتاب سرایت نکند.
کاتالیزورها و انرژی فعال سازی
یک کاتالیزور سرعت واکنش را به روشی کمی متفاوت از سایر روش های مورد استفاده برای همان هدف افزایش می دهد. وظیفه کاتالیزور کاهش انرژی فعال سازی است ، به طوری که نسبت بیشتری از ذرات انرژی کافی برای واکنش داشته باشند. کاتالیزورها می توانند انرژی فعال سازی را به دو طریق کاهش دهند:
- با جهت دهی ذرات واکنش دهنده به گونه ای که احتمال وقوع برخورد بیشتر باشد یا با تغییر سرعت حرکت آنها.
- واکنش با واکنش دهنده ها برای تشکیل یک ماده میانی که به انرژی کمتری برای تشکیل محصول نیاز دارد.
برخی از فلزات مانند پلاتین، مس و آهن می توانند به عنوان کاتالیزور در واکنش های خاص عمل کنند. در بدن ما آنزیم هایی وجود دارد که کاتالیزورهای بیولوژیکی (بیوکاتالیست) هستند که به سرعت بخشیدن به واکنش های بیوشیمیایی کمک می کنند. کاتالیزورها به طور کلی با یک یا چند واکنش دهنده واکنش می دهند تا یک واسطه تشکیل دهند که سپس واکنش نشان می دهد تا محصول نهایی شود. چنین ماده واسطه ای اغلب به عنوان “کمپلکس فعال شده” نامیده می شود.
نمونه ای از واکنش شامل یک کاتالیزور
در زیر یک مثال نظری از چگونگی انجام یک واکنش شامل یک کاتالیزور ارائه شده است. A و B واکنش دهنده هستند، C کاتالیزور است و D محصول واکنش بین A و B است.
مرحله اول (واکنش 1): A+C → AC
مرحله دوم (واکنش 2): B+AC → ACB
مرحله سوم (واکنش 3): ACB → C+D
ACB مخفف Chemical Intermediate است. اگرچه کاتالیزور (C) در واکنش 1 مصرف می شود، اما بعداً در واکنش 3 دوباره آزاد می شود، بنابراین واکنش کلی با یک کاتالیزور به صورت زیر است: A+B+C → D+C
از این نتیجه می شود که کاتالیزور در پایان واکنش آزاد می شود، کاملاً بدون تغییر. بدون در نظر گرفتن کاتالیزور، واکنش کلی نوشته می شود: A+B → D
در این مثال، کاتالیزور مجموعه ای از مراحل واکنش را ارائه کرده است که می توانیم آنها را «مسیر واکنش جایگزین» بنامیم. این مسیر که در آن کاتالیزور دخالت می کند، به انرژی فعال سازی کمتری نیاز دارد و بنابراین سریعتر و کارآمدتر است.
معادله آرنیوس و معادله آیرینگ
از دو معادله می توان برای توصیف چگونگی افزایش سرعت واکنش ها با دما استفاده کرد. اول، معادله آرنیوس وابستگی سرعت واکنش به دما را توصیف می کند. از سوی دیگر، معادله آیرینگ است که توسط محقق مذکور در سال 1935 ارائه شد. معادله او بر اساس تئوری حالت گذار است و برای توصیف رابطه بین سرعت واکنش و دما استفاده می شود. معادله این است:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
با این حال، در حالی که معادله آرنیوس وابستگی بین دما و سرعت واکنش را از نظر پدیدارشناختی توضیح می‌دهد، معادله آیرینگ در مورد مراحل ابتدایی منفرد یک واکنش اطلاع می‌دهد.
از طرف دیگر، معادله آرنیوس را فقط می توان برای انرژی جنبشی در فاز گاز اعمال کرد، در حالی که معادله آیرینگ در مطالعه واکنش ها هم در فاز گاز و هم در فازهای متراکم و مخلوط (فازهایی که هیچ ارتباطی ندارند) مفید است. در فاز گاز) مدل برخورد). به همین ترتیب، معادله آرنیوس مبتنی بر مشاهدات تجربی است که سرعت واکنش ها با دما افزایش می یابد. در عوض معادله آیرینگ یک ساختار نظری مبتنی بر مدل حالت گذار است.
اصول تئوری حالت گذار:
- یک تعادل ترمودینامیکی بین حالت گذار و حالت واکنش دهنده ها در بالای سد انرژی وجود دارد.
- سرعت واکنش شیمیایی با غلظت ذرات در حالت انتقال انرژی بالا متناسب است.
رابطه بین انرژی فعال سازی و انرژی گیبس
اگرچه سرعت واکنش نیز در معادله آیرینگ توضیح داده شده است، اما با این معادله به جای استفاده از انرژی فعال سازی، انرژی گیبس (ΔG ‡ ) حالت گذار گنجانده شده است.
از آنجایی که انرژی جنبشی مولکول های در حال برخورد (یعنی آنهایی که انرژی کافی و جهت گیری مناسب دارند) به انرژی پتانسیل تبدیل می شود، وضعیت انرژی کمپلکس فعال شده با انرژی مولی مثبت گیبس مشخص می شود. انرژی گیبس که در اصل «انرژی در دسترس» نامیده می شد، در سال 1870 توسط جوزیا ویلارد گیبس کشف شد. به این انرژی انرژی آزاد استاندارد فعال سازی نیز می گویند .
انرژی آزاد گیبس یک سیستم در هر لحظه به صورت آنتالپی سیستم منهای حاصل ضرب دما ضربدر آنتروپی سیستم تعریف می شود:
G=H-TS.
H آنتالپی، T دما و S آنتروپی است. این معادله که انرژی آزاد یک سیستم را تعریف می کند، می تواند اهمیت نسبی آنتالپی و آنتروپی را به عنوان نیروهای محرک یک واکنش خاص تعیین کند. اکنون، تعادل بین سهم آنتالپی و آنتروپی در انرژی آزاد یک واکنش به دمایی که واکنش در آن انجام می شود بستگی دارد. معادله مورد استفاده برای تعریف انرژی آزاد نشان می دهد که عبارت آنتروپی با افزایش دما اهمیت بیشتری پیدا می کند : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
منابع
- برینارد، جی (2014). انرژی فعال سازی. در https://www.ck12.org/
- قانون آرنی (2020). انرژی های فعال سازی
- میچل، ن. (2018). تجزیه و تحلیل انرژی فعال‌سازی آیرینگ هیدرولیز انیدرید استیک در سیستم‌های حلال استونیتریل.
