Në kimi, sasia minimale e energjisë e nevojshme për të aktivizuar atomet ose molekulat në një gjendje në të cilën mund të gjenerohet një transformim kimik ose transport fizik quhet energjia e aktivizimit , Ea . Në teorinë e gjendjes së tranzicionit, energjia e aktivizimit është ndryshimi në përmbajtjen e energjisë midis atomeve ose molekulave në një konfigurim të gjendjes aktive ose në tranzicion dhe atomeve ose molekulave në një konfigurim fillestar. Pothuajse gjithmonë, gjendja e një reaksioni ndodh në një nivel më të lartë energjie sesa produktet që reagojnë (reaktantët). Prandaj, energjia e aktivizimit ka gjithmonë një vlerë pozitive. Kjo vlerë pozitive ndodh pavarësisht nëse reaksioni thith energji ( endergonike oseendotermik ) ose e prodhon atë ( eksergonik ose ekzotermik ).
Energjia e aktivizimit është stenografi për Ea. Njësitë më të zakonshme të njësive Ea janë kiloxhaul për mol (kJ/mol) dhe kilokalori për mol (kcal/mol).
Ekuacioni Arrhenius Ea
Svante Arrhenius ishte një shkencëtar suedez i cili në 1889 demonstroi ekzistencën e energjisë së aktivizimit, duke zhvilluar ekuacionin që mban emrin e tij. Ekuacioni Arrhenius përshkruan korrelacionin midis temperaturës dhe shpejtësisë së reagimit. Kjo marrëdhënie është thelbësore për të llogaritur shpejtësinë e reaksioneve kimike dhe, mbi të gjitha, sasinë e energjisë së nevojshme për kryerjen e këtyre reaksioneve.
Në ekuacionin Arrhenius, K është koeficienti i shpejtësisë së reagimit (shkalla e reagimit), A është faktori se sa shpesh përplasen molekulat dhe e është një konstante (afërsisht e barabartë me 2,718). Nga ana tjetër, Ea është energjia e aktivizimit dhe R është konstanta e gazit universal (njësi energjie për rritje të temperaturës për mol). Së fundi, T përfaqëson temperaturën absolute, të matur në gradë Kelvin.
Kështu, ekuacioni Arrhenius paraqitet si k= Ae^(-Ea/RT). Megjithatë, si shumë ekuacione, mund të riorganizohet për të llogaritur vlera të ndryshme. Megjithatë, nuk është e nevojshme të dihet vlera e A për të llogaritur energjinë e aktivizimit (Ea), pasi kjo mund të përcaktohet nga ndryshimi i koeficientëve të shpejtësisë së reagimit në funksion të temperaturës.
Rëndësia kimike e Ea
Të gjitha molekulat kanë një sasi të vogël energjie, e cila mund të jetë në formën e energjisë kinetike ose të energjisë potenciale. Kur molekulat përplasen, energjia e tyre kinetike mund të prishë dhe madje të shkatërrojë lidhjet, gjë që ndodh kur ndodhin reaksionet kimike.
Nëse molekulat lëvizin ngadalë, pra me pak energji kinetike, ose nuk përplasen me molekula të tjera ose ndikimet nuk gjenerojnë asnjë reagim sepse janë të dobëta. E njëjta gjë ndodh nëse molekulat përplasen me orientim të gabuar ose jo të duhur. Sidoqoftë, nëse molekulat lëvizin mjaft shpejt dhe në orientimin e duhur, do të ndodhë një përplasje e suksesshme. Kështu, energjia kinetike gjatë përplasjes do të jetë më e madhe se energjia minimale dhe pas kësaj përplasje do të ndodhë një reaksion. Edhe reaksionet ekzotermike kërkojnë një sasi minimale energjie për të filluar. Kjo kërkesë minimale e energjisë, siç e kemi shpjeguar më parë, quhet energji aktivizimi.
Njohja e të dhënave për energjinë e aktivizimit të substancave nënkupton mundësinë e kujdesit për mjedisin tonë. Me fjalë të tjera, nëse jemi të vetëdijshëm se, në varësi të karakteristikave të molekulave, mund të prodhohet një reaksion kimik, nuk mund të kryejmë veprime që, për shembull, mund të shkaktojnë zjarr. Për shembull, duke ditur që një libër mund të marrë flakë nëse mbi të vendoset një qiri (flaka e të cilit do të siguronte energjinë e aktivizimit), do të jemi të kujdesshëm që flaka e qiririt të mos përhapet në letrën e librit.
Katalizatorët dhe Energjia e Aktivizimit
Një katalizator rrit shpejtësinë e reagimit në një mënyrë pak më të ndryshme se metodat e tjera të përdorura për të njëjtin qëllim. Funksioni i një katalizatori është të ulë energjinë e aktivizimit , në mënyrë që një pjesë më e madhe e grimcave të kenë energji të mjaftueshme për të reaguar. Katalizatorët mund të ulin energjinë e aktivizimit në dy mënyra:
- Duke i orientuar grimcat reaguese në mënyrë që të ketë më shumë gjasa të ndodhin përplasje, ose duke ndryshuar shpejtësinë e lëvizjeve të tyre.
- Duke reaguar me reaktantët për të formuar një substancë të ndërmjetme që kërkon më pak energji për të formuar produktin.
Disa metale, si platini, bakri dhe hekuri, mund të veprojnë si katalizatorë në reaksione të caktuara. Në trupin tonë ka enzima që janë katalizatorë biologjikë (biokatalizatorë) që ndihmojnë në përshpejtimin e reaksioneve biokimike. Katalizatorët zakonisht reagojnë me një ose më shumë nga reaktantët për të formuar një ndërmjetës, i cili më pas reagon për t’u bërë produkti përfundimtar. Një substancë e tillë e ndërmjetme shpesh quhet “kompleks i aktivizuar ” .
Shembull i një reaksioni që përfshin një katalizator
Më poshtë është një shembull teorik se si mund të vazhdojë një reaksion që përfshin një katalizator. A dhe B janë reaktantë, C është katalizator dhe D është produkti i reaksionit midis A dhe B.
Hapi i parë (reagimi 1): A+C → AC
Hapi i dytë (reaksioni 2): B+AC → ACB
Hapi i tretë (reagimi 3): ACB → C+D
ACB qëndron për Chemical Intermediate. Megjithëse katalizatori (C) konsumohet në reaksionin 1, ai më vonë lëshohet përsëri në reaksionin 3, kështu që reaksioni i përgjithshëm me një katalizator është: A+B+C → D+C
Nga kjo rrjedh se katalizatori lirohet në fund të reaksionit, plotësisht i pandryshuar. Pa marrë parasysh katalizatorin, reagimi i përgjithshëm do të shkruhet: A+B → D
Në këtë shembull, katalizatori ka siguruar një sërë hapash reagimi që mund t’i quajmë “rrugë alternative të reagimit”. Kjo rrugë në të cilën ndërhyn katalizatori kërkon më pak energji aktivizimi dhe për këtë arsye është më e shpejtë dhe më efikase.
Ekuacioni Arrhenius dhe ekuacioni i Ajring
Dy ekuacione mund të përdoren për të përshkruar se si rritet shpejtësia e reaksioneve me temperaturën. Së pari, ekuacioni Arrhenius përshkruan varësinë e shpejtësisë së reagimit nga temperatura. Nga ana tjetër, ekziston ekuacioni Ajring, i propozuar nga studiuesi në fjalë në 1935; ekuacioni i tij bazohet në teorinë e gjendjes së tranzicionit dhe përdoret për të përshkruar marrëdhënien midis shpejtësisë së reaksionit dhe temperaturës. Ekuacioni është:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Megjithatë, ndërsa ekuacioni Arrhenius shpjegon varësinë midis temperaturës dhe shpejtësisë së reaksionit fenomenologjikisht, ekuacioni i Ayring informon për hapat elementar individual të një reaksioni.
Nga ana tjetër, ekuacioni Arrhenius mund të zbatohet vetëm për energjinë kinetike në fazën e gazit, ndërsa ekuacioni i Ayring është i dobishëm në studimin e reaksioneve si në fazën e gazit ashtu edhe në fazat e kondensuar dhe të përzier (fazat që nuk kanë rëndësi në fazën e gazit).modeli i përplasjes). Po kështu, ekuacioni Arrhenius bazohet në vëzhgimin empirik se shpejtësia e reaksioneve rritet me temperaturën. Në vend të kësaj, ekuacioni Ayring është një ndërtim teorik i bazuar në modelin e gjendjes së tranzicionit.
Parimet e teorisë së gjendjes së tranzicionit:
- Ekziston një ekuilibër termodinamik midis gjendjes së tranzicionit dhe gjendjes së reaktantëve në majë të pengesës së energjisë.
- Shpejtësia e reaksionit kimik është proporcionale me përqendrimin e grimcave në gjendjen e tranzicionit të energjisë së lartë.
Marrëdhënia midis energjisë së aktivizimit dhe energjisë Gibbs
Megjithëse shpejtësia e reaksionit përshkruhet gjithashtu në ekuacionin e Ayring, me këtë ekuacion në vend që të përdoret energjia e aktivizimit, përfshihet energjia Gibbs (ΔG ‡ ) e gjendjes së tranzicionit.
Meqenëse energjia kinetike e molekulave që përplasen (dmth. atyre me energji të mjaftueshme dhe orientim të duhur) shndërrohet në energji potenciale, gjendja energjike e kompleksit të aktivizuar karakterizohet nga një energji molare pozitive Gibbs. Energjia Gibbs, e quajtur fillimisht “energjia e disponueshme”, u zbulua në 1870 nga Josiah Willard Gibbs. Kjo energji quhet edhe energjia standarde e lirë e aktivizimit .
Energjia e lirë e Gibbs-it e një sistemi në çdo moment përcaktohet si entalpia e sistemit minus produktin e temperaturës shumëfishuar entropinë e sistemit:
G=H-TS.
H është entalpia, T është temperatura dhe S është entropia. Ky ekuacion që përcakton energjinë e lirë të një sistemi është në gjendje të përcaktojë rëndësinë relative të entalpisë dhe entropisë si forca lëvizëse të një reaksioni specifik. Tani, ekuilibri midis kontributeve të termave të entalpisë dhe entropisë në energjinë e lirë të një reaksioni varet nga temperatura në të cilën zhvillohet reaksioni. Ekuacioni i përdorur për të përcaktuar energjinë e lirë sugjeron që termi i entropisë do të bëhet më i rëndësishëm me rritjen e temperaturës : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Burimet
- Brainard, J. (2014). Energjia e aktivizimit. Në https://www.ck12.org/
- Ligji Arrhenian. (2020). Energjitë e aktivizimit.
- Mitchell, N. (2018). Analiza e Energjisë së Aktivizimit të Eyring të Hidrolizës së Anhidridit acetik në Sistemet e Cosolvent Acetonitrile.
