V kemiji se najmanjša količina energije, ki je potrebna za aktiviranje atomov ali molekul do stanja, v katerem je mogoče ustvariti kemično transformacijo ali fizični transport , imenuje aktivacijska energija , Ea . V teoriji prehodnega stanja je aktivacijska energija razlika v vsebnosti energije med atomi ali molekulami v konfiguraciji aktivnega ali prehodnega stanja in atomi ali molekulami v začetni konfiguraciji. Skoraj vedno se stanje reakcije pojavi na višji energijski ravni kot reakcijski produkti (reaktanti). Zato ima aktivacijska energija vedno pozitivno vrednost. Ta pozitivna vrednost se pojavi ne glede na to, ali reakcija absorbira energijo ( endergonična ozendotermno ) ali ga proizvaja ( eksergonsko ali eksotermno ).
Aktivacijska energija je okrajšava za Ea. Najpogostejši enoti enot Ea sta kilodžul na mol (kJ/mol) in kilokalorija na mol (kcal/mol).
Arrheniusova Ea enačba
Svante Arrhenius je bil švedski znanstvenik, ki je leta 1889 dokazal obstoj aktivacijske energije in razvil enačbo, ki nosi njegovo ime. Arrheniusova enačba opisuje korelacijo med temperaturo in hitrostjo reakcije. To razmerje je bistvenega pomena za izračun hitrosti kemičnih reakcij in predvsem količine energije, ki je potrebna za potek teh reakcij.
V Arrheniusovi enačbi je K koeficient hitrosti reakcije (hitrost reakcije), A je faktor, kako pogosto molekule trčijo, e pa je konstanta (približno enaka 2,718). Po drugi strani pa je Ea aktivacijska energija, R pa univerzalna plinska konstanta (energijske enote na dvig temperature na mol). Končno T predstavlja absolutno temperaturo, merjeno v stopinjah Kelvina.
Tako je Arrheniusova enačba predstavljena kot k= Ae^(-Ea/RT). Vendar pa jo je, kot mnoge enačbe, mogoče preurediti za izračun različnih vrednosti. Vendar ni treba poznati vrednosti A za izračun aktivacijske energije (Ea), saj je to mogoče določiti iz variacije koeficientov hitrosti reakcije kot funkcije temperature.
Kemijski pomen Ea
Vse molekule imajo majhno količino energije, ki je lahko v obliki kinetične energije ali potencialne energije. Ko molekule trčijo, lahko njihova kinetična energija prekine in celo uniči vezi, kar se zgodi, ko potekajo kemične reakcije.
Če se molekule premikajo počasi, to je z malo kinetične energije, ali ne trčijo z drugimi molekulami ali pa udarci ne povzročijo nobene reakcije, ker so šibki. Enako se zgodi, če molekule trčijo z napačno ali nepravilno orientacijo. Če pa se molekule premikajo dovolj hitro in so v pravi orientaciji, bo prišlo do uspešnega trka. Tako bo kinetična energija ob trku večja od minimalne energije in po tem trku bo prišlo do reakcije. Tudi eksotermne reakcije zahtevajo minimalno količino energije za začetek. Ta minimalna energijska zahteva, kot smo že pojasnili, se imenuje aktivacijska energija.
Poznavanje podatkov o aktivacijski energiji snovi implicira možnost skrbi za naše okolje. Z drugimi besedami, če se zavedamo, da lahko glede na lastnosti molekul pride do kemične reakcije, ne moremo izvajati dejanj, ki bi lahko na primer povzročila požar. Če na primer vemo, da bi knjiga lahko zagorela, če bi nanjo postavili svečo (katere plamen bi zagotovil aktivacijsko energijo), bomo pazili, da se plamen sveče ne razširi na papir knjige.
Katalizatorji in aktivacijska energija
Katalizator poveča hitrost reakcije na nekoliko drugačen način kot druge metode, ki se uporabljajo za isti namen. Funkcija katalizatorja je znižanje aktivacijske energije , tako da ima večji delež delcev dovolj energije za reakcijo. Katalizatorji lahko znižajo aktivacijsko energijo na dva načina:
- Z usmerjanjem reagirajočih delcev tako, da je bolj verjetno, da bo prišlo do trkov, ali s spreminjanjem hitrosti njihovega gibanja.
- Reakcija z reaktanti, da nastane vmesna snov, ki zahteva manj energije za tvorbo produkta.
Nekatere kovine, kot so platina, baker in železo, lahko v določenih reakcijah delujejo kot katalizatorji. V lastnem telesu so encimi, ki so biološki katalizatorji (biokatalizatorji), ki pomagajo pospešiti biokemične reakcije. Katalizatorji običajno reagirajo z enim ali več reaktanti, da tvorijo intermediat, ki nato reagira in postane končni produkt. Takšna vmesna snov se pogosto imenuje “aktivirani kompleks ” .
Primer reakcije, ki vključuje katalizator
Sledi teoretični primer, kako lahko poteka reakcija, ki vključuje katalizator. A in B sta reaktanta, C je katalizator in D je produkt reakcije med A in B.
Prvi korak (reakcija 1): A+C → AC
Drugi korak (reakcija 2): B+AC → ACB
Tretji korak (reakcija 3): ACB → C+D
ACB pomeni Chemical Intermediate. Čeprav se katalizator (C) porabi v reakciji 1, se kasneje ponovno sprosti v reakciji 3, tako da je skupna reakcija s katalizatorjem: A+B+C → D+C
Iz tega sledi, da se katalizator sprosti na koncu reakcije popolnoma nespremenjen. Brez upoštevanja katalizatorja bi celotno reakcijo zapisali: A+B → D
V tem primeru je katalizator zagotovil niz reakcijskih korakov, ki jih lahko imenujemo “alternativna reakcijska pot”. Ta pot, v kateri intervenira katalizator, zahteva manj aktivacijske energije in je zato hitrejša in učinkovitejša.
Arrheniusova in Eyringova enačba
Za opis, kako hitrost reakcij narašča s temperaturo, lahko uporabimo dve enačbi. Prvič, Arrheniusova enačba opisuje odvisnost reakcijskih hitrosti od temperature. Na drugi strani pa je Eyringova enačba, ki jo je predlagal omenjeni raziskovalec leta 1935; njegova enačba temelji na teoriji prehodnih stanj in se uporablja za opis razmerja med hitrostjo reakcije in temperaturo. Enačba je:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Medtem ko Arrheniusova enačba pojasnjuje odvisnost med temperaturo in reakcijsko hitrostjo fenomenološko, Eyringova enačba obvešča o posameznih osnovnih korakih reakcije.
Po drugi strani pa lahko Arrheniusovo enačbo uporabimo samo za kinetično energijo v plinski fazi, medtem ko je Eyringova enačba uporabna pri preučevanju reakcij tako v plinski fazi kot v kondenzirani in mešani fazi (faze, ki nimajo pomena v plinski fazi).model trka). Podobno Arrheniusova enačba temelji na empiričnem opazovanju, da hitrost reakcij narašča s temperaturo. Namesto tega je Eyringova enačba teoretična konstrukcija, ki temelji na modelu prehodnega stanja.
Načela teorije prehodnega stanja:
- Med prehodnim stanjem in stanjem reaktantov na vrhu energijske pregrade obstaja termodinamično ravnovesje.
- Hitrost kemijske reakcije je sorazmerna s koncentracijo delcev v visokoenergijskem prehodnem stanju.
Razmerje med aktivacijsko energijo in Gibbsovo energijo
Čeprav je hitrost reakcije opisana tudi v Eyringovi enačbi, je s to enačbo namesto aktivacijske energije vključena Gibbsova energija (ΔG ‡ ) prehodnega stanja.
Ker se kinetična energija trkajočih molekul (tj. tistih z zadostno energijo in pravilno orientacijo) pretvori v potencialno energijo, je za energijsko stanje aktiviranega kompleksa značilna pozitivna molarna Gibbsova energija. Gibbsovo energijo, prvotno imenovano “razpoložljiva energija”, je leta 1870 odkril Josiah Willard Gibbs. To energijo imenujemo tudi standardna prosta energija aktivacije .
Gibbsova prosta energija sistema v katerem koli trenutku je definirana kot entalpija sistema minus produkt temperature in entropije sistema:
G=H-TS.
H je entalpija, T je temperatura in S je entropija. Ta enačba, ki definira prosto energijo sistema, je sposobna določiti relativno pomembnost entalpije in entropije kot gonilnih sil določene reakcije. Ravnovesje med prispevkoma entalpije in entropije k prosti energiji reakcije je odvisno od temperature, pri kateri reakcija poteka. Enačba, uporabljena za definiranje proste energije, nakazuje, da bo entropijski člen postal pomembnejši z naraščanjem temperature : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Viri
- Brainard, J. (2014). Aktivacijska energija. Na https://www.ck12.org/
- Arrensko pravo. (2020). Aktivacijske energije.
- Mitchell, N. (2018). Eyringova analiza aktivacijske energije hidrolize anhidrida ocetne kisline v sistemih sotopil acetonitril.
