Chemijoje mažiausias energijos kiekis, reikalingas atomams ar molekulėms suaktyvinti iki būklės, kai galima sukurti cheminę transformaciją arba fizinį transportą , vadinamas aktyvacijos energija , Ea . Pereinamosios būsenos teorijoje aktyvinimo energija yra energijos kiekio skirtumas tarp aktyvios arba pereinamosios būsenos atomų ar molekulių ir pradinės konfigūracijos atomų ar molekulių. Beveik visada reakcijos būsena vyksta esant aukštesniam energijos lygiui nei reaguojantys produktai (reagentai). Todėl aktyvavimo energija visada turi teigiamą vertę. Ši teigiama reikšmė atsiranda neatsižvelgiant į tai, ar reakcija sugeria energiją ( energinė arendoterminis ) arba jį gamina ( eksergoninis arba egzoterminis ).
Aktyvinimo energija yra Ea trumpinys. Dažniausi Ea vienetų vienetai yra kilodžauliai moliui (kJ/mol) ir kilokalorijos moliui (kcal/mol).
Arrhenius Ea lygtis
Svante Arrhenius buvo švedų mokslininkas, 1889 m. įrodęs aktyvinimo energijos egzistavimą, sukūręs jo vardu pavadintą lygtį. Arrheniuso lygtis apibūdina ryšį tarp temperatūros ir reakcijos greičio. Šis ryšys yra būtinas norint apskaičiuoti cheminių reakcijų greitį ir, svarbiausia, energijos kiekį, reikalingą šioms reakcijoms įvykti.
Arrheniuso lygtyje K yra reakcijos greičio koeficientas (reakcijos greitis), A yra molekulių susidūrimo dažnumo koeficientas, o e yra konstanta (apytiksliai lygi 2,718). Kita vertus, Ea yra aktyvacijos energija, o R yra universali dujų konstanta (energijos vienetai vienam moliui temperatūros padidėjimui). Galiausiai T reiškia absoliučią temperatūrą, išmatuotą Kelvino laipsniais.
Taigi Arrhenijaus lygtis vaizduojama kaip k= Ae^(-Ea/RT). Tačiau, kaip ir daugelis lygčių, ją galima pertvarkyti, kad būtų galima apskaičiuoti skirtingas vertes. Tačiau, norint apskaičiuoti aktyvacijos energiją (Ea), nebūtina žinoti A reikšmės, nes ją galima nustatyti iš reakcijos greičio koeficientų kitimo kaip temperatūros funkcijos.
Cheminė Ea reikšmė
Visos molekulės turi nedidelį energijos kiekį, kuris gali būti kinetinės energijos arba potencialios energijos pavidalu. Kai molekulės susiduria, jų kinetinė energija gali sutrikdyti ir net sunaikinti ryšius, o tai atsitinka, kai vyksta cheminės reakcijos.
Jei molekulės juda lėtai, tai yra su maža kinetine energija, jos arba nesusiduria su kitomis molekulėmis, arba smūgiai nesukelia jokios reakcijos, nes yra silpnos. Tas pats atsitinka, jei molekulės susiduria su neteisinga arba netinkama orientacija. Tačiau jei molekulės juda pakankamai greitai ir teisinga orientacija, įvyks sėkmingas susidūrimas. Taigi, kinetinė energija susidūrus bus didesnė už minimalią energiją, o po to susidūrimo įvyks reakcija. Net egzoterminėms reakcijoms pradėti reikia minimalaus energijos kiekio. Šis minimalus energijos poreikis, kaip paaiškinome anksčiau, vadinamas aktyvinimo energija.
Duomenų apie medžiagų aktyvavimo energiją žinojimas reiškia galimybę rūpintis savo aplinka. Kitaip tariant, jei žinome, kad priklausomai nuo molekulių savybių gali vykti cheminė reakcija, negalėtume atlikti veiksmų, kurie, pavyzdžiui, gali sukelti gaisrą. Pavyzdžiui, žinodami, kad knyga gali užsidegti ant jos uždėjus žvakę (kurios liepsna suteiktų suaktyvinimo energijos), saugosime, kad žvakės liepsna neišplistų ant knygos popieriaus.
Katalizatoriai ir aktyvinimo energija
Katalizatorius padidina reakcijos greitį šiek tiek kitaip nei kiti metodai, naudojami tam pačiam tikslui. Katalizatoriaus funkcija yra sumažinti aktyvacijos energiją , kad didesnė dalelių dalis turėtų pakankamai energijos reaguoti. Katalizatoriai gali sumažinti aktyvavimo energiją dviem būdais:
- Orientuojant reaguojančias daleles taip, kad būtų didesnė susidūrimų tikimybė, arba keičiant jų judėjimo greitį.
- Reaguojant su reagentais susidaro tarpinė medžiaga, kuriai gaminti reikia mažiau energijos.
Kai kurie metalai, tokie kaip platina, varis ir geležis, tam tikrose reakcijose gali veikti kaip katalizatoriai. Mūsų kūne yra fermentų, kurie yra biologiniai katalizatoriai (biokatalizatoriai), kurie padeda pagreitinti biochemines reakcijas. Katalizatoriai paprastai reaguoja su vienu ar daugiau reagentų, kad susidarytų tarpinis produktas, kuris vėliau reaguoja ir tampa galutiniu produktu. Tokia tarpinė medžiaga dažnai vadinama “aktyvuotu kompleksu ” .
Reakcijos su katalizatoriumi pavyzdys
Toliau pateikiamas teorinis pavyzdys, kaip gali vykti reakcija su katalizatoriumi. A ir B yra reagentai, C yra katalizatorius, o D yra reakcijos tarp A ir B produktas.
Pirmas žingsnis (1 reakcija): A+C → AC
Antrasis veiksmas (2 reakcija): B+AC → ACB
Trečias žingsnis (3 reakcija): ACB → C+D
ACB reiškia Chemical Intermediate. Nors katalizatorius (C) sunaudojamas 1 reakcijoje, vėliau jis vėl išsiskiria 3 reakcijoje, todėl bendra reakcija su katalizatoriumi yra: A+B+C → D+C.
Iš to išplaukia, kad reakcijos pabaigoje katalizatorius išsiskiria visiškai nepakitęs. Neatsižvelgiant į katalizatorių, bendra reakcija būtų parašyta: A+B → D
Šiame pavyzdyje katalizatorius pateikė reakcijos žingsnių rinkinį, kurį galime pavadinti „alternatyviu reakcijos keliu“. Šis būdas, į kurį įsikiša katalizatorius, reikalauja mažiau aktyvinimo energijos, todėl yra greitesnis ir efektyvesnis.
Arrhenijaus lygtis ir Airingo lygtis
Dvi lygtys gali būti naudojamos apibūdinti, kaip reakcijų greitis didėja didėjant temperatūrai. Pirma, Arrhenius lygtis apibūdina reakcijos greičio priklausomybę nuo temperatūros. Kita vertus, yra Airingo lygtis, kurią 1935 m. pasiūlė minėtas tyrinėtojas; jo lygtis pagrįsta pereinamųjų būsenų teorija ir naudojama reakcijos greičio ir temperatūros ryšiui apibūdinti. Lygtis yra tokia:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Tačiau, nors Arrheniuso lygtis paaiškina temperatūros ir reakcijos greičio priklausomybę fenomenologiškai, Eringo lygtis informuoja apie atskirus elementarius reakcijos etapus.
Kita vertus, Arrhenius lygtis gali būti taikoma tik kinetinei energijai dujų fazėje, o Eringo lygtis naudinga tiriant reakcijas tiek dujų fazėje, tiek kondensuotose ir mišriose fazėse (fazėse, kurios neturi jokios reikšmės). dujų fazėje). susidūrimo modelis). Taip pat Arrhenius lygtis pagrįsta empiriniu stebėjimu, kad reakcijų greitis didėja didėjant temperatūrai. Vietoj to, Airingo lygtis yra teorinė konstrukcija, pagrįsta pereinamosios būsenos modeliu.
Pereinamųjų būsenų teorijos principai:
- Tarp pereinamosios būsenos ir reagentų būsenos energijos barjero viršuje yra termodinaminė pusiausvyra.
- Cheminės reakcijos greitis yra proporcingas dalelių koncentracijai didelės energijos pereinamojo laikotarpio būsenoje.
Ryšys tarp aktyvacijos energijos ir Gibso energijos
Nors reakcijos greitis taip pat aprašytas Airingo lygtyje, su šia lygtimi, o ne naudojant aktyvinimo energiją, įtraukiama pereinamosios būsenos Gibso energija (ΔG ‡ ).
Kadangi susidūrusių molekulių (ty turinčių pakankamai energijos ir tinkamos orientacijos) kinetinė energija paverčiama potencialia energija, aktyvuoto komplekso energetinei būsenai būdinga teigiama molinė Gibso energija. Gibbso energiją, iš pradžių vadinamą „prieinamąja energija“, 1870 m. atrado Josiah Willard Gibbs. Ši energija dar vadinama standartine laisva aktyvacijos energija .
Sistemos Gibso laisvoji energija bet kuriuo momentu apibrėžiama kaip sistemos entalpija, atėmus temperatūros sandaugą, padaugintą iš sistemos entropijos:
G = H-TS.
H yra entalpija, T yra temperatūra, o S yra entropija. Ši lygtis, apibrėžianti sistemos laisvąją energiją, gali nustatyti santykinę entalpijos ir entropijos, kaip konkrečios reakcijos varomųjų jėgų, svarbą. Dabar pusiausvyra tarp entalpijos ir entropijos dalių įtakos laisvajai reakcijos energijai priklauso nuo temperatūros, kurioje vyksta reakcija. Lygtis, naudojama laisvajai energijai apibrėžti, rodo, kad entropijos terminas taps svarbesnis kylant temperatūrai : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Šaltiniai
- Brainard, J. (2014). Aktyvinimo energija. https://www.ck12.org/
- Arėnų teisė. (2020). Aktyvinimo energijos.
- Mitchell, N. (2018). Acetonitrilo kotirpiklio sistemose vykstančios acto anhidrido hidrolizės Airingo aktyvacijos energijos analizė.
