У хемији, минимална количина енергије потребна за активирање атома или молекула до стања у којем се може генерисати хемијска трансформација или физички транспорт назива се енергија активације , Еа . У теорији прелазног стања, енергија активације је разлика у садржају енергије између атома или молекула у активном или прелазном стању конфигурације и атома или молекула у почетној конфигурацији. Готово увек, стање реакције се јавља на вишем енергетском нивоу од реагујућих производа (реактаната). Дакле, енергија активације увек има позитивну вредност. Ова позитивна вредност се јавља без обзира да ли реакција апсорбује енергију ( ендергонска илиендотермно ) или га производи ( ексергонско или егзотермно ).
Енергија активације је скраћеница за Еа. Најчешће јединице Еа јединица су килоџули по молу (кЈ/мол) и килокалорије по молу (кцал/мол).
Аррхениус Еа једначина
Сванте Аррхениус је био шведски научник који је 1889. показао постојање енергије активације, развијајући једначину која носи његово име. Арренијусова једначина описује корелацију између температуре и брзине реакције. Овај однос је од суштинског значаја за израчунавање брзине хемијских реакција и, пре свега, количине енергије потребне за одвијање ових реакција.
У Арренијусовој једначини, К је коефицијент брзине реакције (брзина реакције), А је фактор колико се често молекули сударају, а е је константа (приближно једнако 2,718). С друге стране, Еа је енергија активације, а Р је универзална гасна константа (енергетске јединице по порасту температуре по молу). Коначно, Т представља апсолутну температуру, мерену у степенима Келвина.
Дакле, Арренијусова једначина је представљена као к= Ае^(-Еа/РТ). Међутим, као и многе једначине, може се преуредити да би се израчунале различите вредности. Међутим, није неопходно знати вредност А да би се израчунала енергија активације (Еа), пошто се то може одредити из варијације коефицијената брзине реакције као функције температуре.
Хемијски значај Еа
Сви молекули имају малу количину енергије, која може бити у облику кинетичке енергије или потенцијалне енергије. Када се молекули сударе, њихова кинетичка енергија може пореметити, па чак и уништити везе, што се дешава када се одвијају хемијске реакције.
Ако се молекули крећу споро, односно са мало кинетичке енергије, или се не сударају са другим молекулима или удари не изазивају никакву реакцију јер су слаби. Исто се дешава ако се молекули сударе са погрешном или неправилном оријентацијом. Међутим, ако се молекули крећу довољно брзо и у правој оријентацији, доћи ће до успешног судара. Тако ће кинетичка енергија при судару бити већа од минималне енергије, а након тог судара ће доћи до реакције. Чак и егзотермне реакције захтевају минималну количину енергије за почетак. Тај минимални енергетски захтев, као што смо раније објаснили, назива се енергија активације.
Познавање података о енергији активације супстанци подразумева могућност бриге о нашој животној средини. Другим речима, ако смо свесни да, у зависности од карактеристика молекула, може доћи до хемијске реакције, не бисмо могли да спроводимо радње које би, на пример, могле да изазову пожар. На пример, знајући да би се књига могла запалити ако се на њу стави свећа (чији би пламен обезбедио енергију за активацију), пазићемо да се пламен свеће не прошири на папир књиге.
Катализатори и активациона енергија
Катализатор повећава брзину реакције на нешто другачији начин од других метода које се користе у исту сврху. Функција катализатора је да смањи енергију активације , тако да већи део честица има довољно енергије да реагује. Катализатори могу смањити енергију активације на два начина:
- Усмеравањем честица које реагују тако да је већа вероватноћа да ће доћи до судара, или променом брзине њиховог кретања.
- Реагујући са реактантима да би се формирала међусупстанца која захтева мање енергије за формирање производа.
Неки метали, као што су платина, бакар и гвожђе, могу деловати као катализатори у одређеним реакцијама. У нашем телу постоје ензими који су биолошки катализатори (биокатализатори) који помажу да се убрзају биохемијске реакције. Катализатори генерално реагују са једним или више реактаната да би формирали интермедијер, који затим реагује да би постао коначни производ. Таква интермедијарна супстанца се често назива “активирани комплекс ” .
Пример реакције која укључује катализатор
Следи теоретски пример како би реакција која укључује катализатор могла да се одвија. А и Б су реактанти, Ц је катализатор, а Д је производ реакције између А и Б.
Први корак (реакција 1): А+Ц → АЦ
Други корак (реакција 2): Б+АЦ → АЦБ
Трећи корак (реакција 3): АЦБ → Ц+Д
АЦБ је скраћеница од Цхемицал Интермедиате. Иако се катализатор (Ц) троши у реакцији 1, касније се поново ослобађа у реакцији 3, тако да је укупна реакција са катализатором: А+Б+Ц → Д+Ц
Из овога следи да се катализатор ослобађа на крају реакције, потпуно непромењен. Без узимања у обзир катализатора, укупна реакција би била написана: А+Б → Д
У овом примеру, катализатор је обезбедио скуп реакционих корака које можемо назвати „алтернативним реакционим путем“. Овај пут у коме катализатор интервенише захтева мање енергије активације и стога је бржи и ефикаснији.
Арренијусова једначина и Ајрингова једначина
Две једначине се могу користити да се опише како се брзина реакција повећава са температуром. Прво, Аррхениусова једначина описује зависност брзине реакције од температуре. С друге стране, постоји Ајрингова једначина, коју је предложио поменути истраживач 1935. године; његова једначина је заснована на теорији прелазног стања и користи се за описивање односа између брзине реакције и температуре. Једначина је:
к= ( кБ Т /х) екп(-ΔГ ‡ /РТ).
Међутим, док Арренијусова једначина феноменолошки објашњава зависност између температуре и брзине реакције, Ајрингова једначина информише о појединачним елементарним корацима реакције.
С друге стране, Арренијусова једначина се може применити само на кинетичку енергију у гасној фази, док је Ајрингова једначина корисна у проучавању реакција како у гасној фази тако иу кондензованој и мешаној фази (фазе које немају значаја у гасној фази).модел колизије). Слично, Арренијусова једначина се заснива на емпиријском запажању да се брзина реакција повећава са температуром. Уместо тога, Ајрингова једначина је теоријска конструкција заснована на моделу прелазног стања.
Принципи теорије прелазних стања:
- Постоји термодинамичка равнотежа између прелазног стања и стања реактаната на врху енергетске баријере.
- Брзина хемијске реакције је пропорционална концентрацији честица у високоенергетском прелазном стању.
Однос енергије активације и Гибсове енергије
Иако је брзина реакције такође описана у Ајринговој једначини, у ову једначину уместо да користи енергију активације, укључена је Гибсова енергија (ΔГ ‡ ) прелазног стања.
Пошто се кинетичка енергија сударајућих молекула (тј. оних са довољном енергијом и правилном оријентацијом) трансформише у потенцијалну енергију, енергетско стање активираног комплекса карактерише позитивна моларна Гибсова енергија. Гибсову енергију, првобитно названу „доступна енергија“, открио је 1870. Џозаја Вилард Гибс. Ова енергија се такође назива стандардна слободна енергија активације .
Гибсова слободна енергија система у било ком тренутку је дефинисана као енталпија система минус производ температуре пута ентропије система:
Г=Х-ТС.
Х је енталпија, Т је температура, а С је ентропија. Ова једначина која дефинише слободну енергију система је у стању да одреди релативни значај енталпије и ентропије као покретачких сила специфичне реакције. Сада, равнотежа између доприноса енталпијских и ентропијских чланова слободној енергији реакције зависи од температуре на којој се реакција одвија. Једначина која се користи за дефинисање слободне енергије сугерише да ће ентропијски члан постати важнији како температура расте : ΔГ° = ΔХ° – ТΔС°.
Извори
- Браинард, Ј. (2014). Енергија активације. На хттпс://ввв.цк12.орг/
- Арренско право. (2020). Енергије активације.
- Мичел, Н. (2018). Еиринг активациона енергетска анализа хидролизе анхидрида сирћетне киселине у системима корастварача ацетонитрила.
