Во хемијата, минималната количина на енергија потребна за активирање на атомите или молекулите до состојба во која може да се генерира хемиска трансформација или физички транспорт се нарекува енергија на активирање , Ea . Во теоријата на преодна состојба, енергијата на активирање е разликата во енергетската содржина помеѓу атомите или молекулите во конфигурација на активна или преодна состојба и атомите или молекулите во почетната конфигурација. Речиси секогаш, состојбата на реакцијата се јавува на повисоко енергетско ниво од производите кои реагираат (реактантите). Затоа, енергијата за активирање секогаш има позитивна вредност. Оваа позитивна вредност се јавува без оглед на тоа дали реакцијата апсорбира енергија ( енергонска илиендотермичен ) или го произведува ( егзергонски или егзотермичен ).
Енергијата за активирање е стенографија за Ea. Најчестите единици на Ea единици се килоџули по мол (kJ/mol) и килокалории по мол (kcal/mol).
Равенката Arrhenius Ea
Сванте Арениус бил шведски научник кој во 1889 година го демонстрирал постоењето на енергија на активирање, развивајќи ја равенката што го носи неговото име. Равенката Арениус ја опишува корелацијата помеѓу температурата и брзината на реакција. Овој однос е од суштинско значење за да се пресмета брзината на хемиските реакции и, пред сè, количината на енергија потребна за да се случат овие реакции.
Во равенката Арениус, K е коефициент на брзина на реакција (брзина на реакција), A е фактор колку често се судираат молекулите, а e е константа (приближно еднаква на 2,718). Од друга страна, Ea е енергијата на активирање, а R е универзалната гасна константа (енергетските единици по температура се зголемуваат по мол). Конечно, Т ја претставува апсолутната температура, измерена во степени Келвини.
Така, равенката на Арениус е претставена како k= Ae^(-Ea/RT). Сепак, како и многу равенки, може да се преуреди за да се пресметаат различни вредности. Сепак, не е неопходно да се знае вредноста на А за да се пресмета енергијата на активирање (Ea), бидејќи тоа може да се одреди од варијацијата на коефициентите на брзината на реакција како функција од температурата.
Хемиско значење на Ea
Сите молекули имаат мала количина на енергија, која може да биде во форма на кинетичка или потенцијална енергија. Кога молекулите се судираат, нивната кинетичка енергија може да ги наруши, па дури и да ги уништи врските, што се случува кога се случуваат хемиски реакции.
Ако молекулите се движат бавно, односно со мала кинетичка енергија, или не се судираат со други молекули или ударите не генерираат никаква реакција бидејќи се слаби. Истото се случува ако молекулите се судрат со погрешна или неправилна ориентација. Меѓутоа, ако молекулите се движат доволно брзо и во вистинската ориентација, ќе се случи успешен судир. Така, кинетичката енергија при судир ќе биде поголема од минималната енергија, а после тој судир ќе дојде до реакција. Дури и егзотермните реакции бараат минимална количина на енергија за да започнете. Таа минимална потреба од енергија, како што објаснивме претходно, се нарекува енергија на активирање.
Познавањето на податоците за енергијата на активирање на супстанциите подразбира можност да се грижиме за нашата околина. Со други зборови, ако сме свесни дека, во зависност од карактеристиките на молекулите, може да се произведе хемиска реакција, не би можеле да извршиме дејствија кои, на пример, би можеле да предизвикаат пожар. На пример, знаејќи дека книгата може да се запали ако над неа се стави свеќа (чиј пламен би ја обезбедил енергијата за активирање), ќе внимаваме пламенот од свеќата да не се прошири на хартијата од книгата.
Катализатори и енергија за активирање
Катализаторот ја зголемува брзината на реакција на малку поинаков начин од другите методи кои се користат за истата цел. Функцијата на катализаторот е да ја намали енергијата на активирање , така што поголем дел од честичките имаат доволно енергија за да реагираат. Катализаторите можат да ја намалат енергијата на активирање на два начина:
- Со ориентирање на честичките кои реагираат така што е поголема веројатноста да се случат судири или со промена на брзината на нивните движења.
- Реакција со реактантите за да се формира посредна супстанција која бара помалку енергија за да се формира производот.
Некои метали, како што се платината, бакарот и железото, можат да дејствуваат како катализатори во одредени реакции. Во нашето сопствено тело постојат ензими кои се биолошки катализатори (биокатализатори) кои помагаат да се забрзаат биохемиските реакции. Катализаторите генерално реагираат со еден или повеќе од реактантите за да формираат меѓупроизвод, кој потоа реагира за да стане финален производ. Таквата средна супстанција често се нарекува „активиран комплекс “ .
Пример за реакција која вклучува катализатор
Следното е теоретски пример за тоа како може да продолжи реакцијата која вклучува катализатор. A и B се реактанти, C е катализатор, а D е производ од реакцијата помеѓу A и B.
Прв чекор (реакција 1): A+C → AC
Втор чекор (реакција 2): B+AC → ACB
Трет чекор (реакција 3): ACB → C+D
ACB е кратенка за Chemical Intermediate. Иако катализаторот (C) се троши во реакцијата 1, тој подоцна повторно се ослободува во реакцијата 3, така што целокупната реакција со катализатор е: A+B+C → D+C
Од ова произлегува дека катализаторот се ослободува на крајот од реакцијата, целосно непроменет. Без да се земе предвид катализаторот, целокупната реакција би била напишана: A+B → D
Во овој пример, катализаторот обезбеди збир на чекори за реакција кои можеме да ги наречеме „алтернативна патека на реакција“. Овој пат во кој интервенира катализаторот бара помалку енергија за активирање и затоа е побрз и поефикасен.
Равенката Арениус и равенката Ајринг
Може да се користат две равенки за да се опише како брзината на реакциите се зголемува со температурата. Прво, равенката Арениус ја опишува зависноста на стапките на реакција од температурата. Од друга страна, постои равенката Ајринг, предложена од наведениот истражувач во 1935 година; неговата равенка се заснова на теоријата на преодна состојба и се користи за опишување на односот помеѓу брзината на реакцијата и температурата. Равенката е:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Меѓутоа, додека равенката Арениус феноменолошки ја објаснува зависноста помеѓу температурата и брзината на реакцијата, равенката Ајринг информира за поединечните елементарни чекори на реакцијата.
Од друга страна, равенката Арениус може да се примени само на кинетичката енергија во гасната фаза, додека равенката Ајринг е корисна во проучувањето на реакциите и во гасната фаза и во кондензираната и мешаната фаза (фази кои немаат релевантност во гасната фаза).моделот на судир). Исто така, равенката Арениус се заснова на емпириското набљудување дека брзината на реакциите се зголемува со температурата. Наместо тоа, равенката Ајринг е теоретска конструкција заснована на моделот на преодна состојба.
Принципи на теоријата на преодната состојба:
- Постои термодинамичка рамнотежа помеѓу преодната состојба и состојбата на реактантите на врвот на енергетската бариера.
- Брзината на хемиската реакција е пропорционална со концентрацијата на честичките во преодната состојба со висока енергија.
Врска помеѓу енергијата на активирање и енергијата на Гибс
Иако брзината на реакцијата е опишана и во равенката Ајринг, со оваа равенка наместо да се користи енергијата на активирање, вклучена е Гибсовата енергија (ΔG ‡ ) на преодната состојба.
Бидејќи кинетичката енергија на молекулите кои се судираат (т.е. оние со доволна енергија и правилна ориентација) се трансформира во потенцијална енергија, енергетската состојба на активираниот комплекс се карактеризира со позитивна моларна Гибсова енергија. Гибсовата енергија, првично наречена „достапна енергија“, била откриена во 1870 година од Џосија Вилард Гибс. Оваа енергија се нарекува и стандардна слободна енергија на активирање .
Гибсовата слободна енергија на системот во секој момент се дефинира како енталпија на системот минус производот од температурата множи со ентропијата на системот:
G=H-TS.
H е енталпија, T е температура, а S е ентропија. Оваа равенка што ја дефинира слободната енергија на системот е способна да ја одреди релативната важност на енталпијата и ентропијата како движечки сили на одредена реакција. Сега, рамнотежата помеѓу придонесите на енталпијата и ентропијата во слободната енергија на реакцијата зависи од температурата на која се одвива реакцијата. Равенката што се користи за дефинирање на слободната енергија сугерира дека терминот за ентропија ќе стане поважен со зголемувањето на температурата : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Извори
- Brainard, J. (2014). Енергија за активирање. На https://www.ck12.org/
- Аренискиот закон. (2020). Енергии за активирање.
- Мичел, Н. (2018). Анализа на енергија за активирање на Ајринг на хидролиза на оцетен анхидрид во системи со косолвенти со ацетонитрил.
