In de chemie wordt de minimale hoeveelheid energie die nodig is om atomen of moleculen te activeren tot een toestand waarin een chemische transformatie of fysiek transport kan worden gegenereerd , activeringsenergie genoemd , Ea . In de theorie van de overgangstoestand is activeringsenergie het verschil in energie-inhoud tussen atomen of moleculen in een actieve of overgangstoestandconfiguratie en atomen of moleculen in een initiële configuratie. Bijna altijd vindt de toestand van een reactie plaats op een hoger energieniveau dan de reagerende producten (reactanten). Daarom heeft de activeringsenergie altijd een positieve waarde. Deze positieve waarde treedt op ongeacht of de reactie energie absorbeert ( endergonic ofendotherm ) of produceert het ( exergonisch of exotherm ).
Activeringsenergie is een afkorting voor Ea. De meest gebruikelijke eenheden van Ea-eenheden zijn kilojoules per mol (kJ/mol) en kilocalorieën per mol (kcal/mol).
De Arrhenius Ea-vergelijking
Svante Arrhenius was een Zweedse wetenschapper die in 1889 het bestaan van activeringsenergie aantoonde en de vergelijking ontwikkelde die zijn naam draagt. De Arrhenius-vergelijking beschrijft de correlatie tussen temperatuur en reactiesnelheid. Deze relatie is essentieel om de snelheid van chemische reacties te berekenen en vooral de hoeveelheid energie die nodig is om deze reacties te laten plaatsvinden.
In de Arrhenius-vergelijking is K de reactiesnelheidscoëfficiënt (de reactiesnelheid), A is de factor van hoe vaak de moleculen botsen en e is een constante (ongeveer gelijk aan 2,718). Aan de andere kant is Ea de activeringsenergie en is R de universele gasconstante (energie-eenheden per temperatuurstijging per mol). Ten slotte staat T voor de absolute temperatuur, gemeten in graden Kelvin.
De Arrhenius-vergelijking wordt dus weergegeven als k= Ae^(-Ea/RT). Zoals veel vergelijkingen kan het echter worden herschikt om verschillende waarden te berekenen. Het is echter niet nodig om de waarde van A te kennen om de activeringsenergie (Ea) te berekenen, aangezien deze kan worden bepaald uit de variatie van de reactiesnelheidscoëfficiënten als functie van de temperatuur.
Chemische betekenis van Ea
Alle moleculen hebben een kleine hoeveelheid energie, die de vorm kan hebben van kinetische energie of potentiële energie. Wanneer moleculen botsen, kan hun kinetische energie de bindingen verstoren en zelfs vernietigen, wat gebeurt wanneer chemische reacties plaatsvinden.
Als de moleculen langzaam bewegen, dat wil zeggen met weinig kinetische energie, botsen ze ofwel niet met andere moleculen ofwel genereren de inslagen geen reactie omdat ze zwak zijn. Hetzelfde gebeurt als de moleculen botsen met de verkeerde of onjuiste oriëntatie. Als de moleculen echter snel genoeg en in de juiste richting bewegen, zal er een succesvolle botsing plaatsvinden. De kinetische energie bij een botsing zal dus groter zijn dan de minimale energie, en na die botsing zal een reactie plaatsvinden. Zelfs exotherme reacties hebben een minimale hoeveelheid energie nodig om op gang te komen. Die minimale energiebehoefte wordt, zoals we eerder hebben uitgelegd, activeringsenergie genoemd.
Kennis van gegevens over de activeringsenergie van stoffen impliceert de mogelijkheid om voor ons milieu te zorgen. Met andere woorden, als we ons ervan bewust zijn dat er, afhankelijk van de eigenschappen van de moleculen, een chemische reactie kan ontstaan, kunnen we geen handelingen uitvoeren die bijvoorbeeld brand kunnen veroorzaken. Als we bijvoorbeeld weten dat een boek vlam kan vatten als er een kaars op wordt geplaatst (waarvan de vlam de activeringsenergie levert), zullen we ervoor zorgen dat de kaarsvlam zich niet verspreidt naar het papier van het boek.
Katalysatoren en activeringsenergie
Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid op een iets andere manier dan andere methoden die voor hetzelfde doel worden gebruikt. De functie van een katalysator is om de activeringsenergie te verlagen , zodat een groter deel van de deeltjes genoeg energie heeft om te reageren. Katalysatoren kunnen de activeringsenergie op twee manieren verlagen:
- Door de reagerende deeltjes zo te oriënteren dat er meer kans is op botsingen, of door de snelheid van hun bewegingen te veranderen.
- Reageren met de reactanten om een tussenproduct te vormen dat minder energie nodig heeft om het product te vormen.
Sommige metalen, zoals platina, koper en ijzer, kunnen bij bepaalde reacties als katalysator werken. In ons eigen lichaam zijn er enzymen die biologische katalysatoren (biokatalysatoren) zijn die biochemische reacties helpen versnellen. Katalysatoren reageren over het algemeen met een of meer van de reactanten om een tussenproduct te vormen, dat vervolgens reageert om het eindproduct te worden. Zo’n tussenstof wordt vaak een “geactiveerd complex ” genoemd .
Voorbeeld van een reactie met een katalysator
Het volgende is een theoretisch voorbeeld van hoe een reactie met een katalysator zou kunnen verlopen. A en B zijn reactanten, C is de katalysator en D is het product van de reactie tussen A en B.
Eerste stap (reactie 1): A+C → AC
Tweede stap (reactie 2): B+AC → ACB
Derde stap (reactie 3): ACB → C+D
ACB staat voor Chemical Intermediate. Hoewel katalysator (C) wordt verbruikt in reactie 1, wordt deze later weer vrijgegeven in reactie 3, dus de algemene reactie met een katalysator is: A+B+C → D+C
Hieruit volgt dat de katalysator aan het einde van de reactie geheel onveranderd vrijkomt. Zonder rekening te houden met de katalysator zou de totale reactie zijn geschreven: A+B → D
In dit voorbeeld heeft de katalysator gezorgd voor een reeks reactiestappen die we ‘alternatieve reactieroute’ kunnen noemen. Dit traject waarin de katalysator ingrijpt vraagt minder activeringsenergie en is daardoor sneller en efficiënter.
De Arrhenius-vergelijking en de Eyring-vergelijking
Er kunnen twee vergelijkingen worden gebruikt om te beschrijven hoe de reactiesnelheid toeneemt met de temperatuur. Ten eerste beschrijft de Arrhenius-vergelijking de afhankelijkheid van reactiesnelheden van temperatuur. Aan de andere kant is er de Eyring-vergelijking, voorgesteld door genoemde onderzoeker in 1935; zijn vergelijking is gebaseerd op de overgangstoestandtheorie en wordt gebruikt om de relatie tussen reactiesnelheid en temperatuur te beschrijven. De vergelijking is:
k= ( kB T /h) exp(-AG ‡ /RT).
Terwijl de Arrhenius-vergelijking echter de afhankelijkheid tussen temperatuur en reactiesnelheid fenomenologisch verklaart, geeft de Eyring-vergelijking informatie over de individuele elementaire stappen van een reactie.
Aan de andere kant kan de Arrhenius-vergelijking alleen worden toegepast op de kinetische energie in de gasfase, terwijl de Eyring-vergelijking nuttig is bij de studie van reacties zowel in de gasfase als in de gecondenseerde en gemengde fasen (fasen die niet relevant zijn in de gasfase) het botsingsmodel). Evenzo is de Arrhenius-vergelijking gebaseerd op de empirische waarneming dat de reactiesnelheid toeneemt met de temperatuur. In plaats daarvan is de Eyring-vergelijking een theoretische constructie gebaseerd op het transitietoestandsmodel.
Principes van de transitietoestandstheorie:
- Er is een thermodynamisch evenwicht tussen de overgangstoestand en de toestand van de reactanten aan de bovenkant van de energiebarrière.
- De chemische reactiesnelheid is evenredig met de concentratie van de deeltjes in de overgangstoestand met hoge energie.
Relatie tussen activeringsenergie en Gibbs-energie
Hoewel de reactiesnelheid ook wordt beschreven in de Eyring-vergelijking, wordt met deze vergelijking in plaats van de activeringsenergie de Gibbs-energie (ΔG ‡ ) van de overgangstoestand meegenomen.
Omdat de kinetische energie van de botsende moleculen (dwz die met voldoende energie en de juiste oriëntatie) wordt omgezet in potentiële energie, wordt de energetische toestand van het geactiveerde complex gekenmerkt door een positieve molaire Gibbs-energie. Gibbs-energie, oorspronkelijk “beschikbare energie” genoemd, werd in 1870 ontdekt door Josiah Willard Gibbs. Deze energie wordt ook wel de standaard vrije activeringsenergie genoemd .
De Gibbs-vrije energie van een systeem op elk moment wordt gedefinieerd als de enthalpie van het systeem minus het product van de temperatuur maal de entropie van het systeem:
G=H-TS.
H is de enthalpie, T is de temperatuur en S is de entropie. Deze vergelijking die de vrije energie van een systeem definieert, is in staat om het relatieve belang van enthalpie en entropie als drijvende krachten van een specifieke reactie te bepalen. Nu hangt de balans tussen de bijdragen van de enthalpie- en entropietermen aan de vrije energie van een reactie af van de temperatuur waarbij de reactie plaatsvindt. De vergelijking die wordt gebruikt om vrije energie te definiëren suggereert dat de term entropie belangrijker zal worden naarmate de temperatuur stijgt : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Bronnen
- Brainard, J. (2014). Activerende energie. Op https://www.ck12.org/
- Arreense wet. (2020). Activerende energieën.
- Mitchell, N. (2018). Eyring activeringsenergieanalyse van azijnzuuranhydridehydrolyse in acetonitril-cosolventsystemen.
