ໃນເຄມີສາດ, ຈໍານວນພະລັງງານຕໍາ່ສຸດທີ່ທີ່ຈໍາເປັນເພື່ອກະຕຸ້ນປະລໍາມະນູຫຼືໂມເລກຸນໄປສູ່ສະພາບທີ່ການຫັນປ່ຽນທາງເຄມີຫຼືການຂົນສົ່ງທາງກາຍະພາບສາມາດຜະລິດ ໄດ້ຖືກເອີ້ນວ່າ ພະລັງງານກະຕຸ້ນ , Ea . ໃນທິດສະດີການປ່ຽນແປງຂອງລັດ, ພະລັງງານກະຕຸ້ນແມ່ນຄວາມແຕກຕ່າງຂອງເນື້ອໃນພະລັງງານລະຫວ່າງອະຕອມຫຼືໂມເລກຸນໃນການຕັ້ງຄ່າສະຖານະການເຄື່ອນໄຫວຫຼືການປ່ຽນແປງແລະອະຕອມຫຼືໂມເລກຸນໃນການຕັ້ງຄ່າເບື້ອງຕົ້ນ. ເກືອບສະເຫມີ, ສະຖານະຂອງປະຕິກິລິຍາເກີດຂຶ້ນໃນລະດັບພະລັງງານທີ່ສູງກວ່າຜະລິດຕະພັນປະຕິກິລິຍາ (ປະຕິກິລິຍາ). ດັ່ງນັ້ນ, ພະລັງງານກະຕຸ້ນສະເຫມີມີມູນຄ່າໃນທາງບວກ. ຄຸນຄ່າທາງບວກນີ້ເກີດຂຶ້ນໂດຍບໍ່ຄໍານຶງເຖິງວ່າປະຕິກິລິຍາດູດຊຶມພະລັງງານ ( endergonic ຫຼືendothermic ) ຫຼືຜະລິດມັນ ( exergonic ຫຼື exothermic ).
ພະລັງງານກະຕຸ້ນແມ່ນຫຍໍ້ ມາຈາກ Ea. ຫົວໜ່ວຍທົ່ວໄປທີ່ສຸດຂອງ Ea ແມ່ນກິໂລຈູລຕໍ່ໂມລ (kJ/mol) ແລະ ກິໂລແຄລໍລີ່ຕໍ່ໂມລ (kcal/mol).
ສົມຜົນ Arrhenius Ea
Svante Arrhenius ເປັນນັກວິທະຍາສາດຊູແອັດ, ຜູ້ທີ່ໃນປີ 1889 ໄດ້ສະແດງໃຫ້ເຫັນເຖິງການມີຢູ່ຂອງພະລັງງານກະຕຸ້ນ, ພັດທະນາສົມຜົນທີ່ມີຊື່ຂອງລາວ. ສົມຜົນ Arrhenius ອະທິບາຍຄວາມກ່ຽວຂ້ອງກັນລະຫວ່າງອຸນຫະພູມ ແລະອັດຕາການຕິກິຣິຍາ. ການພົວພັນນີ້ເປັນສິ່ງຈໍາເປັນເພື່ອຄິດໄລ່ຄວາມໄວຂອງປະຕິກິລິຍາເຄມີແລະ, ເຫນືອສິ່ງທັງຫມົດ, ຈໍານວນພະລັງງານທີ່ຕ້ອງການສໍາລັບປະຕິກິລິຍາເຫຼົ່ານີ້ເກີດຂຶ້ນ.
ໃນສົມຜົນ Arrhenius, K ແມ່ນຄ່າສໍາປະສິດອັດຕາການຕິກິຣິຍາ (ອັດຕາການຕິກິຣິຍາ), A ແມ່ນປັດໄຈທີ່ໂມເລກຸນ collide ເລື້ອຍໆ, ແລະ e ແມ່ນຄ່າຄົງທີ່ (ປະມານເທົ່າກັບ 2.718). ໃນທາງກົງກັນຂ້າມ, Ea ແມ່ນພະລັງງານກະຕຸ້ນແລະ R ແມ່ນຄົງທີ່ຂອງອາຍແກັສທົ່ວໄປ (ຫນ່ວຍພະລັງງານຕໍ່ການເພີ່ມຂຶ້ນຂອງອຸນຫະພູມຕໍ່ mole). ສຸດທ້າຍ, T ເປັນຕົວແທນຂອງອຸນຫະພູມຢ່າງແທ້ຈິງ, ວັດແທກເປັນອົງສາ Kelvin.
ດັ່ງນັ້ນ, ສົມຜົນ Arrhenius ແມ່ນສະແດງເປັນ k = Ae^(-Ea/RT). ຢ່າງໃດກໍຕາມ, ເຊັ່ນດຽວກັນກັບສົມຜົນຫຼາຍ, ມັນສາມາດຖືກຈັດລຽງໃຫມ່ເພື່ອຄິດໄລ່ຄ່າທີ່ແຕກຕ່າງກັນ. ຢ່າງໃດກໍ່ຕາມ, ມັນບໍ່ຈໍາເປັນຕ້ອງຮູ້ຄ່າຂອງ A ເພື່ອຄິດໄລ່ພະລັງງານກະຕຸ້ນ (Ea), ເພາະວ່ານີ້ສາມາດຖືກກໍານົດຈາກການປ່ຽນແປງຂອງຕົວຄູນອັດຕາການຕິກິຣິຍາເປັນຫນ້າທີ່ຂອງອຸນຫະພູມ.
ຄວາມສໍາຄັນທາງເຄມີຂອງ Ea
ໂມເລກຸນທັງຫມົດມີຈໍານວນພະລັງງານຂະຫນາດນ້ອຍ, ເຊິ່ງສາມາດຢູ່ໃນຮູບແບບຂອງພະລັງງານ kinetic ຫຼືພະລັງງານທີ່ມີທ່າແຮງ. ໃນເວລາທີ່ໂມເລກຸນ collide, ພະລັງງານ kinetic ຂອງເຂົາເຈົ້າສາມາດລົບກວນແລະແມ້ກະທັ້ງທໍາລາຍພັນທະບັດ, ຊຶ່ງເປັນສິ່ງທີ່ເກີດຂຶ້ນໃນເວລາທີ່ຕິກິຣິຍາເຄມີເກີດຂຶ້ນ.
ຖ້າໂມເລກຸນເຄື່ອນທີ່ຊ້າໆ, ນັ້ນແມ່ນ, ມີພະລັງງານ kinetic ພຽງເລັກນ້ອຍ, ພວກມັນຈະບໍ່ຂັດກັບໂມເລກຸນອື່ນໆຫຼືຜົນກະທົບບໍ່ເຮັດໃຫ້ເກີດປະຕິກິລິຍາໃດໆເພາະວ່າພວກມັນອ່ອນແອ. ດຽວກັນເກີດຂຶ້ນຖ້າຫາກວ່າໂມເລກຸນ collide ກັບທິດທາງທີ່ບໍ່ຖືກຕ້ອງຫຼືບໍ່ເຫມາະສົມ. ຢ່າງໃດກໍຕາມ, ຖ້າໂມເລກຸນເຄື່ອນທີ່ໄວພຽງພໍແລະຢູ່ໃນທິດທາງທີ່ຖືກຕ້ອງ, ການປະທະກັນທີ່ປະສົບຜົນສໍາເລັດຈະເກີດຂື້ນ. ດັ່ງນັ້ນ, ພະລັງງານ kinetic ໃນເວລາທີ່ colliding ຈະຫຼາຍກ່ວາພະລັງງານຕໍາ່ສຸດທີ່, ແລະຫຼັງຈາກ collision ປະຕິກິລິຍາຈະເກີດຂຶ້ນ. ເຖິງແມ່ນວ່າປະຕິກິລິຍາ exothermic ຕ້ອງການພະລັງງານຫນ້ອຍທີ່ສຸດເພື່ອເລີ່ມຕົ້ນ. ຄວາມຕ້ອງການພະລັງງານຕໍາ່ສຸດທີ່, ດັ່ງທີ່ພວກເຮົາໄດ້ອະທິບາຍກ່ອນຫນ້ານີ້, ເອີ້ນວ່າພະລັງງານກະຕຸ້ນ.
ຄວາມຮູ້ກ່ຽວກັບຂໍ້ມູນກ່ຽວກັບພະລັງງານກະຕຸ້ນຂອງສານຫມາຍເຖິງຄວາມເປັນໄປໄດ້ຂອງການດູແລສະພາບແວດລ້ອມຂອງພວກເຮົາ. ໃນຄໍາສັບຕ່າງໆອື່ນໆ, ຖ້າພວກເຮົາຮູ້ວ່າ, ອີງຕາມຄຸນລັກສະນະຂອງໂມເລກຸນ, ປະຕິກິລິຢາເຄມີສາມາດຜະລິດໄດ້, ພວກເຮົາບໍ່ສາມາດດໍາເນີນການກະທໍາທີ່ສາມາດເຮັດໃຫ້ໄຟໄຫມ້ໄດ້. ຕົວຢ່າງເຊັ່ນ, ຮູ້ວ່າປຶ້ມສາມາດຕິດໄຟໄດ້ຖ້າທຽນໄຂຢູ່ເທິງສຸດຂອງມັນ (ແປວໄຟຈະສະຫນອງພະລັງງານກະຕຸ້ນ), ພວກເຮົາຈະລະມັດລະວັງວ່າແປວໄຟທຽນບໍ່ແຜ່ລາມໄປຫາເຈ້ຍຂອງປື້ມ.
Catalysts ແລະພະລັງງານກະຕຸ້ນ
catalyst ເພີ່ມອັດຕາການຕິກິຣິຍາໃນວິທີທີ່ແຕກຕ່າງກັນເລັກນ້ອຍກ່ວາວິທີການອື່ນໆທີ່ໃຊ້ສໍາລັບຈຸດປະສົງດຽວກັນ. ຫນ້າທີ່ຂອງ catalyst ແມ່ນເພື່ອຫຼຸດລົງພະລັງງານກະຕຸ້ນ , ດັ່ງນັ້ນອັດຕາສ່ວນຂະຫນາດໃຫຍ່ຂອງ particles ມີພະລັງງານພຽງພໍທີ່ຈະ react. Catalysts ສາມາດຫຼຸດລົງພະລັງງານກະຕຸ້ນໃນສອງວິທີ:
- ໂດຍທິດທາງຂອງ particles reacting ເພື່ອໃຫ້ collisions ມັກຈະເກີດຂຶ້ນ, ຫຼືໂດຍການປ່ຽນແປງຄວາມໄວຂອງການເຄື່ອນໄຫວຂອງເຂົາເຈົ້າ.
- ປະຕິກິລິຍາກັບທາດປະຕິກອນເພື່ອສ້າງເປັນສານປານກາງທີ່ຕ້ອງການພະລັງງານຫນ້ອຍເພື່ອສ້າງຜະລິດຕະພັນ.
ໂລຫະບາງຊະນິດ, ເຊັ່ນ: platinum, ທອງແດງ, ແລະທາດເຫຼັກ, ສາມາດເຮັດຫນ້າທີ່ເປັນ catalyst ໃນປະຕິກິລິຍາບາງຢ່າງ. ໃນຮ່າງກາຍຂອງພວກເຮົາເອງມີເອນໄຊທີ່ເປັນຕົວເລັ່ງທາງຊີວະພາບ (biocatalysts) ທີ່ຊ່ວຍເລັ່ງປະຕິກິລິຍາທາງຊີວະເຄມີ. Catalysts ໂດຍທົ່ວໄປປະຕິກິລິຍາກັບຫນຶ່ງຫຼືຫຼາຍຂອງ reactants ເພື່ອສ້າງເປັນຕົວກາງ, ເຊິ່ງຫຼັງຈາກນັ້ນ reacts ກາຍເປັນຜະລິດຕະພັນສຸດທ້າຍ. ສານລະດັບປານກາງດັ່ງກ່າວມັກຈະເອີ້ນ ວ່າ “ສະລັບສັບຊ້ອນທີ່ກະຕຸ້ນ . “
ຕົວຢ່າງຂອງປະຕິກິລິຍາທີ່ກ່ຽວຂ້ອງກັບຕົວເລັ່ງ
ຕໍ່ໄປນີ້ແມ່ນຕົວຢ່າງທາງທິດສະດີຂອງວິທີການຕິກິຣິຍາທີ່ກ່ຽວຂ້ອງກັບ catalyst ອາດຈະດໍາເນີນການ. A ແລະ B ແມ່ນ reactants, C ແມ່ນ catalyst, ແລະ D ແມ່ນຜະລິດຕະພັນຂອງຕິກິຣິຍາລະຫວ່າງ A ແລະ B.
ຂັ້ນຕອນທໍາອິດ (ປະຕິກິລິຍາ 1): A+C → AC
ຂັ້ນຕອນທີສອງ (ປະຕິກິລິຍາ 2): B+AC → ACB
ຂັ້ນຕອນທີສາມ (ປະຕິກິລິຍາ 3): ACB → C+D
ACB ຫຍໍ້ ມາຈາກ Chemical Intermediate. ເຖິງແມ່ນວ່າທາດເລັ່ງລັດ (C) ຈະຖືກບໍລິໂພກໃນປະຕິກິລິຍາ 1, ຕໍ່ມາມັນຈະຖືກປ່ອຍອອກມາອີກຄັ້ງໃນປະຕິກິລິຍາ 3, ສະນັ້ນ ປະຕິກິລິຍາໂດຍລວມກັບທາດເລັ່ງລັດແມ່ນ: A+B+C → D+C.
ຈາກນີ້ມັນດັ່ງຕໍ່ໄປນີ້ວ່າ catalyst ໄດ້ຖືກປ່ອຍອອກມາໃນຕອນທ້າຍຂອງຕິກິຣິຍາ, ບໍ່ປ່ຽນແປງຢ່າງສົມບູນ. ໂດຍບໍ່ມີການພິຈາລະນາ catalyst, ປະຕິກິລິຍາໂດຍລວມຈະຖືກຂຽນ: A + B → D
ໃນຕົວຢ່າງນີ້, catalyst ໄດ້ສະຫນອງຊຸດຂອງຂັ້ນຕອນຕິກິຣິຍາທີ່ພວກເຮົາສາມາດເອີ້ນວ່າ “ເສັ້ນທາງປະຕິກິລິຍາທາງເລືອກ.” ເສັ້ນທາງທີ່ catalyst ແຊກແຊງນີ້ຕ້ອງການພະລັງງານການກະຕຸ້ນຫນ້ອຍແລະດັ່ງນັ້ນຈຶ່ງໄວແລະມີປະສິດທິພາບຫຼາຍ.
ສົມຜົນ Arrhenius ແລະສົມຜົນ Eyring
ສອງສົມຜົນສາມາດຖືກໃຊ້ເພື່ອອະທິບາຍວ່າອັດຕາປະຕິກິລິຍາເພີ່ມຂຶ້ນກັບອຸນຫະພູມແນວໃດ. ຫນ້າທໍາອິດ, ສົມຜົນ Arrhenius ອະທິບາຍເຖິງການເພິ່ງພາອາໄສຂອງອັດຕາການຕິກິຣິຍາກ່ຽວກັບອຸນຫະພູມ. ໃນອີກດ້ານຫນຶ່ງ, ມີສົມຜົນ Eyring, ສະເຫນີໂດຍນັກຄົ້ນຄວ້າກ່າວວ່າໃນປີ 1935; ສົມຜົນຂອງລາວແມ່ນອີງໃສ່ທິດສະດີລັດການປ່ຽນແປງ ແລະຖືກໃຊ້ເພື່ອອະທິບາຍຄວາມສຳພັນລະຫວ່າງອັດຕາປະຕິກິລິຍາ ແລະອຸນຫະພູມ. ສົມຜົນແມ່ນ:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
ຢ່າງໃດກໍຕາມ, ໃນຂະນະທີ່ສົມຜົນ Arrhenius ອະທິບາຍເຖິງການເພິ່ງພາອາໄສລະຫວ່າງອຸນຫະພູມແລະອັດຕາການຕິກິຣິຍາປະກົດການ, ສົມຜົນ Eyring ແຈ້ງໃຫ້ຊາບກ່ຽວກັບຂັ້ນຕອນປະຖົມຂອງຕິກິຣິຍາແຕ່ລະຄົນ.
ໃນອີກດ້ານຫນຶ່ງ, ສົມຜົນ Arrhenius ສາມາດຖືກນໍາໃຊ້ກັບພະລັງງານ kinetic ໃນໄລຍະອາຍແກັສ, ໃນຂະນະທີ່ສົມຜົນ Eyring ມີປະໂຫຍດໃນການສຶກສາປະຕິກິລິຍາທັງໃນໄລຍະອາຍແກັສແລະໃນໄລຍະຂົ້ນແລະປະສົມ (ໄລຍະທີ່ບໍ່ມີຄວາມກ່ຽວຂ້ອງ. ໃນໄລຍະອາຍແກັສ) ຮູບແບບການປະທະກັນ). ເຊັ່ນດຽວກັນ, ສົມຜົນ Arrhenius ແມ່ນອີງໃສ່ການສັງເກດການ empirical ວ່າອັດຕາການປະຕິກິລິຍາເພີ່ມຂຶ້ນກັບອຸນຫະພູມ. ແທນທີ່ຈະສົມຜົນ Eyring ແມ່ນການກໍ່ສ້າງທາງທິດສະດີໂດຍອີງໃສ່ຮູບແບບລັດການຫັນປ່ຽນ.
ຫຼັກການຂອງທິດສະດີລັດການຫັນປ່ຽນ:
- ມີຄວາມສົມດຸນທາງອຸນນະພູມລະຫວ່າງສະຖານະການປ່ຽນແປງ ແລະສະຖານະຂອງທາດປະຕິກອນຢູ່ເທິງສຸດຂອງອຸປະສັກພະລັງງານ.
- ອັດຕາການຕິກິຣິຍາເຄມີແມ່ນອັດຕາສ່ວນກັບຄວາມເຂັ້ມຂົ້ນຂອງອະນຸພາກຢູ່ໃນສະພາບການປ່ຽນແປງພະລັງງານສູງ.
ຄວາມສໍາພັນລະຫວ່າງພະລັງງານກະຕຸ້ນແລະພະລັງງານ Gibbs
ເຖິງແມ່ນວ່າອັດຕາການຕິກິຣິຍາຍັງຖືກອະທິບາຍໄວ້ໃນສົມຜົນ Eyring, ດ້ວຍສົມຜົນນີ້ແທນທີ່ຈະໃຊ້ພະລັງງານກະຕຸ້ນ, ພະລັງງານ Gibbs (ΔG ‡ ) ຂອງລັດການປ່ຽນແປງແມ່ນລວມ.
ນັບຕັ້ງແຕ່ພະລັງງານ kinetic ຂອງໂມເລກຸນ colliding (ie ຜູ້ທີ່ມີພະລັງງານພຽງພໍແລະການປະຖົມນິເທດທີ່ເຫມາະສົມ) ໄດ້ຖືກປ່ຽນເປັນພະລັງງານທີ່ມີທ່າແຮງ, ສະຖານະທີ່ແຂງແຮງຂອງສະລັບສັບຊ້ອນທີ່ຖືກກະຕຸ້ນແມ່ນສະແດງໂດຍພະລັງງານ Gibbs molar ໃນທາງບວກ. ພະລັງງານ Gibbs, ເດີມເອີ້ນວ່າ “ພະລັງງານທີ່ມີຢູ່,” ໄດ້ຖືກຄົ້ນພົບໃນປີ 1870 ໂດຍ Josiah Willard Gibbs. ພະລັງງານນີ້ຍັງເອີ້ນວ່າ ພະລັງງານຟຣີມາດຕະຖານຂອງການກະຕຸ້ນ .
ພະລັງງານທີ່ບໍ່ເສຍຄ່າຂອງ Gibbs ໃນທຸກເວລາແມ່ນຖືກກໍານົດວ່າເປັນ enthalpy ຂອງລະບົບລົບຜະລິດຕະພັນຂອງອຸນຫະພູມເທົ່າກັບ entropy ຂອງລະບົບ:
G=H-TS.
H ແມ່ນ enthalpy, T ແມ່ນອຸນຫະພູມ, ແລະ S ແມ່ນ entropy. ສົມຜົນທີ່ກໍານົດພະລັງງານຟຣີຂອງລະບົບນີ້ແມ່ນສາມາດກໍານົດຄວາມສໍາຄັນທີ່ກ່ຽວຂ້ອງຂອງ enthalpy ແລະ entropy ເປັນກໍາລັງຂັບລົດຂອງຕິກິຣິຍາສະເພາະໃດຫນຶ່ງ. ໃນປັດຈຸບັນ, ຄວາມສົມດູນລະຫວ່າງການປະກອບສ່ວນຂອງຄໍາສັບ enthalpy ແລະ entropy ກັບພະລັງງານຟຣີຂອງຕິກິຣິຍາແມ່ນຂຶ້ນກັບອຸນຫະພູມທີ່ຕິກິຣິຍາເກີດຂຶ້ນ. ສົມຜົນທີ່ໃຊ້ເພື່ອກໍານົດພະລັງງານຟຣີແນະນໍາວ່າຄໍາສັບ entropy ຈະກາຍເປັນຄວາມສໍາຄັນຫຼາຍຂຶ້ນຍ້ອນວ່າອຸນຫະພູມເພີ່ມຂຶ້ນ : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
ແຫຼ່ງຂໍ້ມູນ
- Brainard, J. (2014). ພະລັງງານກະຕຸ້ນ. ທີ່ https://www.ck12.org/
- ກົດໝາຍ Arrhenian. (2020). ພະລັງງານກະຕຸ້ນ.
- Mitchell, N. (2018). Eyring Activation Energy ການວິເຄາະຂອງ Acetic Anhydride Hydrolysis ໃນ Acetonitrile Cosolvent Systems.
