ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម (អ៊ី)

នៅក្នុងគីមីវិទ្យា ចំនួនថាមពលអប្បបរមាដែលត្រូវការដើម្បីធ្វើឱ្យអាតូម ឬម៉ូលេគុលសកម្មទៅជាលក្ខខណ្ឌដែលការផ្លាស់ប្តូរគីមី ឬការដឹកជញ្ជូនរូបវន្តអាចបង្កើតបាន ត្រូវបានគេហៅថា ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម , Ea ។ នៅក្នុងទ្រឹស្តីនៃស្ថានភាពអន្តរកាល ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្មគឺជាភាពខុសគ្នានៃមាតិកាថាមពលរវាងអាតូម ឬម៉ូលេគុលនៅក្នុងការកំណត់រចនាសម្ព័ន្ធរដ្ឋសកម្ម ឬការផ្លាស់ប្តូរ និងអាតូម ឬម៉ូលេគុលនៅក្នុងការកំណត់រចនាសម្ព័ន្ធដំបូង។ ស្ទើរតែជានិច្ចកាលស្ថានភាពនៃប្រតិកម្មកើតឡើងនៅកម្រិតថាមពលខ្ពស់ជាងផលិតផលដែលមានប្រតិកម្ម (ប្រតិកម្ម) ។ ដូច្នេះថាមពលធ្វើឱ្យសកម្មតែងតែមានតម្លៃវិជ្ជមាន។ តម្លៃវិជ្ជមាននេះកើតឡើងដោយមិនគិតពីថាតើប្រតិកម្មស្រូបយកថាមពល ( endergonic ឬendothermic ) ឬផលិតវា ( exergonic ឬ exothermic ) ។

ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្មគឺខ្លីសម្រាប់ អ៊ី។ ឯកតាទូទៅបំផុតនៃឯកតា Ea គឺ kilojoules per mole (kJ/mol) និង kilocalories per mole (kcal/mol)។

សមីការ Arrhenius Ea

Svante Arrhenius គឺជាអ្នកវិទ្យាសាស្ត្រស៊ុយអែត ដែលក្នុងឆ្នាំ 1889 បានបង្ហាញពីអត្ថិភាពនៃថាមពលសកម្ម ដោយបង្កើតសមីការដែលមានឈ្មោះរបស់គាត់។ សមីការ Arrhenius ពិពណ៌នាអំពីទំនាក់ទំនងរវាងសីតុណ្ហភាព និងអត្រាប្រតិកម្ម។ ទំនាក់ទំនងនេះគឺចាំបាច់ក្នុងការគណនាល្បឿននៃប្រតិកម្មគីមី ហើយលើសពីនេះទៅទៀត បរិមាណថាមពលដែលត្រូវការសម្រាប់ប្រតិកម្មទាំងនេះកើតឡើង។

នៅក្នុងសមីការ Arrhenius K គឺជាមេគុណអត្រាប្រតិកម្ម (អត្រាប្រតិកម្ម) A គឺជាកត្តានៃរបៀបដែលម៉ូលេគុលប៉ះទង្គិចគ្នាញឹកញាប់ ហើយ e ជាថេរ (ប្រហែលស្មើនឹង 2.718)។ ម្យ៉ាងវិញទៀត Ea គឺជាថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម ហើយ R គឺជាថេរនៃឧស្ម័នសកល (ឯកតាថាមពលក្នុងការកើនឡើងសីតុណ្ហភាពក្នុងមួយម៉ូល)។ ទីបំផុត T តំណាងឱ្យសីតុណ្ហភាពដាច់ខាត វាស់ជាដឺក្រេ Kelvin ។

ដូច្នេះសមីការ Arrhenius ត្រូវបានតំណាងជា k=Ae^(-Ea/RT)។ ទោះយ៉ាងណាក៏ដោយ ដូចជាសមីការជាច្រើន វាអាចត្រូវបានរៀបចំឡើងវិញដើម្បីគណនាតម្លៃផ្សេងៗ។ ទោះយ៉ាងណាក៏ដោយ វាមិនចាំបាច់ក្នុងការដឹងពីតម្លៃ A ដើម្បីគណនាថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម (Ea) ទេ ព្រោះនេះអាចត្រូវបានកំណត់ដោយការប្រែប្រួលនៃមេគុណអត្រាប្រតិកម្មជាមុខងារនៃសីតុណ្ហភាព។

សារៈសំខាន់គីមីនៃអ៊ី

ម៉ូលេគុលទាំងអស់មានថាមពលតិចតួច ដែលអាចស្ថិតក្នុងទម្រង់ជាថាមពល kinetic ឬថាមពលសក្តានុពល។ នៅពេលដែលម៉ូលេគុលប៉ះទង្គិចគ្នា ថាមពល kinetic របស់វាអាចរំខាន និងបំផ្លាញចំណង ដែលជាអ្វីដែលកើតឡើងនៅពេលដែលប្រតិកម្មគីមីកើតឡើង។

ប្រសិនបើម៉ូលេគុលផ្លាស់ទីយឺត ពោលគឺមានថាមពលកលល្បិចតិចតួច ពួកវាមិនប៉ះទង្គិចជាមួយម៉ូលេគុលផ្សេងទៀត ឬផលប៉ះពាល់មិនបង្កើតប្រតិកម្មណាមួយទេ ព្រោះវាខ្សោយ។ ដូចគ្នានេះដែរកើតឡើងប្រសិនបើម៉ូលេគុលប៉ះទង្គិចជាមួយនឹងការតំរង់ទិសខុស ឬមិនត្រឹមត្រូវ។ ទោះជាយ៉ាងណាក៏ដោយ ប្រសិនបើម៉ូលេគុលមានចលនាលឿនល្មម ហើយក្នុងទិសដៅត្រឹមត្រូវ ការប៉ះទង្គិចជោគជ័យនឹងកើតឡើង។ ដូច្នេះថាមពល kinetic នៅពេលប៉ះទង្គិចនឹងធំជាងថាមពលអប្បបរមា ហើយបន្ទាប់ពីនោះការប៉ះទង្គិចនឹងកើតឡើង។ សូម្បីតែប្រតិកម្មខាងក្រៅក៏ត្រូវការថាមពលតិចតួចដែរ ដើម្បីចាប់ផ្តើម។ តម្រូវការថាមពលអប្បបរមា ដូចដែលយើងបានពន្យល់ពីមុន ត្រូវបានគេហៅថាថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម។

ចំណេះដឹងអំពីទិន្នន័យអំពីថាមពលធ្វើឱ្យសកម្មនៃសារធាតុ បង្ហាញពីលទ្ធភាពនៃការថែរក្សាបរិស្ថានរបស់យើង។ ម៉្យាងទៀត ប្រសិនបើយើងដឹងថា អាស្រ័យលើលក្ខណៈនៃម៉ូលេគុល ប្រតិកម្មគីមីអាចបង្កើតបាន យើងមិនអាចអនុវត្តសកម្មភាពដែលអាចបង្កជាភ្លើងបានឡើយ។ ជាឧទាហរណ៍ ការដឹងថាសៀវភៅអាចឆេះបាន ប្រសិនបើដាក់ទៀនពីលើវា (អណ្តាតភ្លើងដែលផ្តល់ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម) យើងនឹងប្រុងប្រយ័ត្នថាភ្លើងទៀនមិនរាលដាលដល់ក្រដាសសៀវភៅនោះទេ។

កាតាលីករ និងថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម

កាតាលីករបង្កើនអត្រាប្រតិកម្មក្នុងវិធីខុសគ្នាបន្តិចបន្តួចជាងវិធីសាស្ត្រផ្សេងទៀតដែលប្រើសម្រាប់គោលបំណងដូចគ្នា។ មុខងាររបស់កាតាលីករគឺកាត់បន្ថយថាមពលសកម្ម ដូច្នេះបរិមាណភាគល្អិតធំជាងមានថាមពលគ្រប់គ្រាន់ដើម្បីធ្វើប្រតិកម្ម។ កាតាលីករអាចបន្ថយថាមពលសកម្មភាពតាមពីរវិធី៖

1. ដោយការតម្រង់ទិសនៃភាគល្អិតដែលមានប្រតិកម្ម ដូច្នេះការប៉ះទង្គិចទំនងជាកើតឡើង ឬដោយការផ្លាស់ប្តូរល្បឿននៃចលនារបស់វា។
2. ប្រតិកម្មជាមួយ reactants ដើម្បីបង្កើតជាសារធាតុកម្រិតមធ្យមដែលត្រូវការថាមពលតិចដើម្បីបង្កើតផលិតផល។

លោហធាតុមួយចំនួនដូចជាផ្លាទីន ទង់ដែង និងដែក អាចដើរតួជាកាតាលីករក្នុងប្រតិកម្មមួយចំនួន។ នៅក្នុងខ្លួនរបស់យើងមានអង់ស៊ីមដែលជាកាតាលីករជីវសាស្រ្ត (ជីវកាតាលីករ) ដែលជួយពន្លឿនប្រតិកម្មជីវគីមី។ កាតាលីករជាទូទៅមានប្រតិកម្មជាមួយនឹងប្រតិកម្មមួយឬច្រើនដើម្បីបង្កើតជាកម្រិតមធ្យម ដែលបន្ទាប់មកមានប្រតិកម្មក្លាយទៅជាផលិតផលចុងក្រោយ។ សារធាតុកម្រិតមធ្យមបែបនេះត្រូវបានសំដៅជាញឹកញាប់ថា ជា “ស្មុគស្មាញធ្វើឱ្យសកម្ម “

ឧទាហរណ៍នៃប្រតិកម្មដែលពាក់ព័ន្ធនឹងកាតាលីករ

ខាង​ក្រោម​នេះ​គឺ​ជា​ឧទាហរណ៍​ទ្រឹស្ដី​នៃ​របៀប​ដែល​ប្រតិកម្ម​ដែល​ទាក់​ទង​នឹង​កាតាលីករ​អាច​នឹង​កើត​ឡើង។ A និង B គឺជាប្រតិកម្ម C គឺជាកាតាលីករ ហើយ D គឺជាផលិតផលនៃប្រតិកម្មរវាង A និង B ។

ជំហានដំបូង (ប្រតិកម្ម 1): A+C → AC
ជំហានទីពីរ (ប្រតិកម្ម 2): B+AC → ACB
ជំហានទីបី (ប្រតិកម្ម 3): ACB → C+D

ACB តំណាងឱ្យគីមីកម្រិតមធ្យម។ ទោះបីជាកាតាលីករ (C) ត្រូវបានប្រើប្រាស់ក្នុងប្រតិកម្មទី 1 ក៏ដោយ ក្រោយមកវាត្រូវបានបញ្ចេញម្តងទៀតក្នុងប្រតិកម្មទី 3 ដូច្នេះប្រតិកម្មរួមជាមួយនឹងកាតាលីករគឺ៖ A+B+C → D+C

ពីនេះវាដូចខាងក្រោមថាកាតាលីករត្រូវបានបញ្ចេញនៅចុងបញ្ចប់នៃប្រតិកម្មមិនផ្លាស់ប្តូរទាំងស្រុង។ ដោយមិនគិតពីកាតាលីករ ប្រតិកម្មរួមនឹងត្រូវបានសរសេរ៖ A+B → D

ក្នុងឧទាហរណ៍នេះ កាតាលីករបានផ្តល់សំណុំនៃជំហានប្រតិកម្ម ដែលយើងអាចហៅថា “ផ្លូវប្រតិកម្មជំនួស” ។ ផ្លូវដែលកាតាលីករធ្វើអន្តរាគមន៍នេះ ត្រូវការថាមពលសកម្មតិច ហើយដូច្នេះវាលឿន និងមានប្រសិទ្ធភាពជាង។

សមីការ Arrhenius និងសមីការ Eyring

សមីការពីរអាចត្រូវបានប្រើដើម្បីពិពណ៌នាអំពីរបៀបដែលអត្រានៃប្រតិកម្មកើនឡើងជាមួយនឹងសីតុណ្ហភាព។ ទីមួយសមីការ Arrhenius ពិពណ៌នាអំពីការពឹងផ្អែកនៃអត្រាប្រតិកម្មលើសីតុណ្ហភាព។ ម្យ៉ាងវិញទៀត មានសមីការ Eyring ដែលស្នើឡើងដោយអ្នកស្រាវជ្រាវបាននិយាយថានៅឆ្នាំ 1935; សមីការរបស់គាត់គឺផ្អែកលើទ្រឹស្តីនៃស្ថានភាពអន្តរកាល ហើយត្រូវបានប្រើដើម្បីពិពណ៌នាអំពីទំនាក់ទំនងរវាងអត្រាប្រតិកម្ម និងសីតុណ្ហភាព។ សមីការគឺ៖

k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT)។

ទោះបីជាយ៉ាងណាក៏ដោយ ខណៈពេលដែលសមីការ Arrhenius ពន្យល់ពីភាពអាស្រ័យរវាងសីតុណ្ហភាព និងអត្រាប្រតិកម្មដោយបាតុភូត សមីការ Eyring ប្រាប់អំពីជំហានបឋមនីមួយៗនៃប្រតិកម្ម។

ម្យ៉ាងវិញទៀត សមីការ Arrhenius អាចអនុវត្តបានតែចំពោះថាមពល kinetic ក្នុងដំណាក់កាលឧស្ម័ន ខណៈពេលដែលសមីការ Eyring មានប្រយោជន៍ក្នុងការសិក្សាអំពីប្រតិកម្មទាំងក្នុងដំណាក់កាលឧស្ម័ន និងក្នុងដំណាក់កាលខាប់ និងដំណាក់កាលចម្រុះ (ដំណាក់កាលដែលមិនពាក់ព័ន្ធ។ នៅក្នុងដំណាក់កាលឧស្ម័ន) គំរូនៃការប៉ះទង្គិច) ។ ដូចគ្នានេះដែរសមីការ Arrhenius គឺផ្អែកលើការសង្កេតជាក់ស្តែងដែលអត្រានៃប្រតិកម្មកើនឡើងជាមួយនឹងសីតុណ្ហភាព។ ជំនួសមកវិញ សមីការ Eyring គឺជាការស្ថាបនាទ្រឹស្ដីមួយដោយផ្អែកលើគំរូនៃរដ្ឋអន្តរកាល។

គោលការណ៍នៃទ្រឹស្តីនៃរដ្ឋអន្តរកាល៖

• មានលំនឹងទែរម៉ូឌីណាមិករវាងស្ថានភាពផ្លាស់ប្តូរ និងស្ថានភាពនៃប្រតិកម្មនៅផ្នែកខាងលើនៃរបាំងថាមពល។
• អត្រាប្រតិកម្មគីមីគឺសមាមាត្រទៅនឹងកំហាប់នៃភាគល្អិតនៅក្នុងស្ថានភាពផ្លាស់ប្តូរថាមពលខ្ពស់។

ទំនាក់ទំនងរវាងថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម និងថាមពល Gibbs

ទោះបីជាអត្រានៃប្រតិកម្មត្រូវបានពិពណ៌នាផងដែរនៅក្នុងសមីការ Eyring ជាមួយនឹងសមីការនេះជំនួសឱ្យការប្រើប្រាស់ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម ថាមពល Gibbs (ΔG ‡ ) នៃស្ថានភាពផ្លាស់ប្តូរត្រូវបានរួមបញ្ចូល។

ដោយសារថាមពល kinetic នៃម៉ូលេគុលដែលប៉ះទង្គិចគ្នា (ពោលគឺថាមពលគ្រប់គ្រាន់ និងការតំរង់ទិសត្រឹមត្រូវ) ត្រូវបានបំប្លែងទៅជាថាមពលសក្តានុពល ស្ថានភាពថាមពលនៃស្មុគស្មាញដែលបានធ្វើឱ្យសកម្មត្រូវបានកំណត់លក្ខណៈដោយថាមពលម៉ូឡាវិជ្ជមាន Gibbs ។ ថាមពល Gibbs ដែលដើមឡើយត្រូវបានគេហៅថា “ថាមពលដែលមាន” ត្រូវបានរកឃើញនៅឆ្នាំ 1870 ដោយ Josiah Willard Gibbs ។ ថាមពលនេះត្រូវបានគេហៅផងដែរថា ជាថាមពលឥតគិតថ្លៃស្តង់ដារនៃការធ្វើឱ្យសកម្ម ។

ថាមពលឥតគិតថ្លៃ Gibbs នៃប្រព័ន្ធនៅពេលណាមួយត្រូវបានកំណត់ថាជា enthalpy នៃប្រព័ន្ធដកផលិតផលនៃសីតុណ្ហភាពដងនៃ entropy នៃប្រព័ន្ធ:

G=H-TS ។

H គឺជា enthalpy, T គឺជាសីតុណ្ហភាព ហើយ S គឺជា entropy ។ សមីការនេះដែលកំណត់ថាមពលឥតគិតថ្លៃនៃប្រព័ន្ធគឺមានសមត្ថភាពកំណត់សារៈសំខាន់ដែលទាក់ទងនៃ enthalpy និង entropy ជាកម្លាំងជំរុញនៃប្រតិកម្មជាក់លាក់មួយ។ ឥឡូវនេះតុល្យភាពរវាងការរួមចំណែកនៃលក្ខខណ្ឌ enthalpy និង entropy ទៅនឹងថាមពលសេរីនៃប្រតិកម្មគឺអាស្រ័យលើសីតុណ្ហភាពដែលប្រតិកម្មកើតឡើង។ សមីការដែលប្រើដើម្បីកំណត់ថាមពលឥតគិតថ្លៃបង្ហាញថាពាក្យ entropy នឹងកាន់តែមានសារៈសំខាន់នៅពេលដែលសីតុណ្ហភាពកើនឡើង : ΔG° = ΔH° – TΔS° ។

ប្រភព

• Brainard, J. (2014) ។ ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម។ នៅ https://www.ck12.org/
• ច្បាប់ Arrhenian ។ (ឆ្នាំ ២០២០)។ ថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម។
• Mitchell, N. (2018) ។ Eyring Activation Energy Analysis of Acetic Anhydride Hydrolysis in Acetonitrile Cosolvent Systems។