ในวิชาเคมีปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการกระตุ้นอะตอมหรือโมเลกุลในสภาวะที่สามารถทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมีหรือการขนส่งทางกายภาพได้ เรียก ว่าพลังงานกระตุ้นEa ในทฤษฎีการเปลี่ยนสถานะ พลังงานกระตุ้นคือความแตกต่างของปริมาณพลังงานระหว่างอะตอมหรือโมเลกุลในการกำหนดค่าสถานะแอ็คทีฟหรือสถานะเปลี่ยนผ่าน และอะตอมหรือโมเลกุลในการกำหนดค่าเริ่มต้น เกือบทุกครั้ง สถานะของปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นที่ระดับพลังงานที่สูงกว่าผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา (สารตั้งต้น) ดังนั้นพลังงานกระตุ้นจึงมีค่าเป็นบวกเสมอ ค่าบวกนี้เกิดขึ้นโดยไม่คำนึงว่าปฏิกิริยาจะดูดซับพลังงานหรือไม่ ( เอนเดอร์โกนิกหรือดูดความร้อน ) หรือผลิตออกมา ( exergonicหรือexothermic )
พลังงานกระตุ้นเป็นชวเลขสำหรับEa หน่วย Ea ที่พบมากที่สุดคือกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) และกิโลแคลอรีต่อโมล (kcal/mol)
สมการ Arrhenius Ea
Svante Arrhenius เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดนผู้ซึ่งในปี พ.ศ. 2432 ได้แสดงให้เห็นถึงการมีอยู่ของพลังงานกระตุ้น โดยพัฒนาสมการตามชื่อของเขา สมการ Arrhenius อธิบายความสัมพันธ์ระหว่างอุณหภูมิและอัตราการเกิดปฏิกิริยา ความสัมพันธ์นี้จำเป็นต่อการคำนวณความเร็วของปฏิกิริยาเคมี และเหนือสิ่งอื่นใด คือปริมาณพลังงานที่ต้องใช้ในการเกิดปฏิกิริยาเหล่านี้
ในสมการ Arrhenius นั้นKคือสัมประสิทธิ์อัตราการเกิดปฏิกิริยา (อัตราการเกิดปฏิกิริยา) A คือปัจจัยของความถี่ที่โมเลกุลจะชนกัน และe คือค่าคงที่ (เท่ากับ 2.718 โดยประมาณ) ในทางกลับกันEa คือพลังงานกระตุ้น และR คือค่าคงที่ของก๊าซสากล (หน่วยพลังงานต่ออุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นต่อโมล) ในที่สุดTแทนอุณหภูมิสัมบูรณ์ วัดเป็นองศาเคลวิน
ดังนั้นสมการ Arrhenius จึงแสดงเป็น k= Ae^(-Ea/RT) อย่างไรก็ตาม เช่นเดียวกับสมการอื่นๆ มันสามารถจัดเรียงใหม่เพื่อคำนวณค่าต่างๆ อย่างไรก็ตาม ไม่จำเป็นต้องทราบค่าของ A เพื่อคำนวณพลังงานกระตุ้น (Ea) เนื่องจากสามารถหาค่านี้ได้จากการแปรผันของสัมประสิทธิ์อัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นฟังก์ชันของอุณหภูมิ
ความสำคัญทางเคมีของ Ea
โมเลกุลทั้งหมดมีพลังงานเพียงเล็กน้อย ซึ่งอาจอยู่ในรูปของพลังงานจลน์หรือพลังงานศักย์ เมื่อโมเลกุลชนกัน พลังงานจลน์ของพวกมันสามารถรบกวนและทำลายพันธะได้ ซึ่งเป็นสิ่งที่เกิดขึ้นเมื่อเกิดปฏิกิริยาเคมี
ถ้าโมเลกุลเคลื่อนที่ช้า นั่นคือมีพลังงานจลน์น้อย ไม่ว่าโมเลกุลนั้นจะไม่ชนกับโมเลกุลอื่นหรือไม่เกิดการกระทบกันก็ไม่เกิดปฏิกิริยาใดๆ เพราะโมเลกุลนั้นอ่อนแอ สิ่งเดียวกันนี้จะเกิดขึ้นหากโมเลกุลชนกับทิศทางที่ไม่ถูกต้องหรือไม่เหมาะสม อย่างไรก็ตาม หากโมเลกุลเคลื่อนที่เร็วพอและอยู่ในทิศทางที่ถูกต้อง ก็จะเกิดการชนกันได้สำเร็จ ดังนั้น พลังงานจลน์เมื่อชนกันจะมากกว่าพลังงานขั้นต่ำ และหลังจากการชนกันนั้นจะเกิดปฏิกิริยาขึ้น แม้แต่ปฏิกิริยาคายความร้อนก็ยังต้องการพลังงานเพียงเล็กน้อยในการเริ่มต้น ความต้องการพลังงานขั้นต่ำนั้น ดังที่เราได้อธิบายไปแล้ว เรียกว่า พลังงานกระตุ้น
ความรู้เกี่ยวกับข้อมูลเกี่ยวกับพลังงานกระตุ้นของสารบ่งบอกถึงความเป็นไปได้ในการดูแลสิ่งแวดล้อมของเรา กล่าวอีกนัยหนึ่ง ถ้าเราทราบว่า ปฏิกิริยาเคมีสามารถเกิดขึ้นได้ ขึ้นอยู่กับลักษณะของโมเลกุล เราไม่สามารถดำเนินการใดๆ ที่อาจก่อให้เกิดไฟไหม้ได้ ตัวอย่างเช่น เมื่อรู้ว่าหนังสืออาจติดไฟได้หากวางเทียนไว้ด้านบน (ซึ่งเปลวไฟจะให้พลังงานในการกระตุ้น) เราจะระมัดระวังไม่ให้เปลวเทียนลามไปยังกระดาษของหนังสือ
ตัวเร่งปฏิกิริยาและพลังงานกระตุ้น
ตัวเร่งปฏิกิริยาจะเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาด้วยวิธีที่แตกต่างกันเล็กน้อยจากวิธีอื่นๆ ที่ใช้ในจุดประสงค์เดียวกัน หน้าที่ของตัวเร่งปฏิกิริยาคือลดพลังงานกระตุ้นเพื่อให้อนุภาคมีสัดส่วนมากขึ้นมีพลังงานเพียงพอที่จะทำปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยาสามารถลดพลังงานกระตุ้นได้สองวิธี:
- โดยการปรับทิศทางของอนุภาคที่ทำปฏิกิริยาเพื่อให้มีโอกาสเกิดการชนกันมากขึ้น หรือโดยการเปลี่ยนความเร็วในการเคลื่อนที่
- ทำปฏิกิริยากับสารตั้งต้นเพื่อสร้างสารตัวกลางที่ต้องใช้พลังงานน้อยลงในการสร้างผลิตภัณฑ์
โลหะบางชนิด เช่น แพลทินัม ทองแดง และเหล็ก สามารถทำหน้าที่เป็นตัวเร่งปฏิกิริยาในปฏิกิริยาบางอย่างได้ ในร่างกายของเรามีเอนไซม์ที่เป็นตัวเร่งปฏิกิริยาทางชีวภาพ (biocatalysts) ที่ช่วยเร่งปฏิกิริยาทางชีวเคมี โดยทั่วไปตัวเร่งปฏิกิริยาจะทำปฏิกิริยากับสารตั้งต้นอย่างน้อยหนึ่งชนิดเพื่อสร้างสารตัวกลาง ซึ่งจากนั้นจะทำปฏิกิริยากลายเป็นผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้าย สารตัวกลางดังกล่าวมักถูกเรียก ว่า “สารเชิงซ้อน ที่กระตุ้น “
ตัวอย่างปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับตัวเร่งปฏิกิริยา
ต่อไปนี้เป็นตัวอย่างทางทฤษฎีว่าปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับตัวเร่งปฏิกิริยาอาจดำเนินไปอย่างไร AและBเป็นสารตั้งต้นCเป็นตัวเร่งปฏิกิริยา และDเป็นผลคูณของปฏิกิริยาระหว่าง A และ B
ขั้นตอนแรก (ปฏิกิริยา 1): A+C → AC
ขั้นตอนที่สอง (ปฏิกิริยา 2): B+AC → ACB
ขั้นตอนที่สาม (ปฏิกิริยา 3): ACB → C+D
ACBย่อมาจาก Chemical Intermediate แม้ว่าตัวเร่งปฏิกิริยา (C) จะถูกใช้ไปในปฏิกิริยา 1 แต่ต่อมาจะถูกปลดปล่อยอีกครั้งในปฏิกิริยา 3 ดังนั้นปฏิกิริยาโดยรวมที่มีตัวเร่งปฏิกิริยาคือ: A+B+C → D+C
จากนี้ไปเป็นตัวเร่งปฏิกิริยาจะถูกปล่อยออกมาเมื่อสิ้นสุดปฏิกิริยาโดยไม่เปลี่ยนแปลงอย่างสมบูรณ์ โดยไม่คำนึงถึงตัวเร่งปฏิกิริยา ปฏิกิริยาโดยรวมจะถูกเขียน: A+B → D
ในตัวอย่างนี้ ตัวเร่งปฏิกิริยาได้จัดเตรียมชุดของขั้นตอนปฏิกิริยาที่เราสามารถเรียกว่า “วิถีปฏิกิริยาทางเลือก” เส้นทางที่ตัวเร่งปฏิกิริยาเข้าแทรกแซงนี้ต้องการพลังงานกระตุ้นน้อยกว่า ดังนั้นจึงเร็วกว่าและมีประสิทธิภาพมากกว่า
สมการอาร์เรเนียสและสมการอายริงก์
สามารถใช้สมการสองสมการเพื่ออธิบายว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิได้อย่างไร ประการแรก สมการ Arrhenius อธิบายถึงการพึ่งพาอาศัยกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิ ในทางกลับกัน มีสมการอายริงก์ซึ่งเสนอโดยนักวิจัยคนดังกล่าวในปี 1935; สมการของเขาขึ้นอยู่กับทฤษฎีการเปลี่ยนสถานะและใช้เพื่ออธิบายความสัมพันธ์ระหว่างอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิ สมการคือ:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT)
อย่างไรก็ตาม ในขณะที่สมการ Arrhenius อธิบายการพึ่งพาระหว่างอุณหภูมิและอัตราการเกิดปฏิกิริยาทางปรากฏการณ์วิทยา สมการ Eyring แจ้งเกี่ยวกับขั้นตอนพื้นฐานแต่ละขั้นตอนของปฏิกิริยา
ในทางกลับกัน สมการ Arrhenius ใช้ได้กับพลังงานจลน์ในเฟสแก๊สเท่านั้น ในขณะที่สมการ Eyring มีประโยชน์ในการศึกษาปฏิกิริยาทั้งในเฟสแก๊สและเฟสควบแน่นและเฟสผสม (เฟสที่ไม่เกี่ยวข้องกัน ในเฟสของก๊าซ). ในทำนองเดียวกัน สมการ Arrhenius ขึ้นอยู่กับการสังเกตเชิงประจักษ์ว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิ แทน สมการอายริงก์เป็นการสร้างทางทฤษฎีตามแบบจำลองสถานะการเปลี่ยนผ่าน
หลักการของทฤษฎีการเปลี่ยนสถานะ:
- มีความสมดุลทางอุณหพลศาสตร์ระหว่างสถานะการเปลี่ยนผ่านและสถานะของสารตั้งต้นที่ด้านบนสุดของกำแพงกั้นพลังงาน
- อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของอนุภาคในสถานะเปลี่ยนผ่านพลังงานสูง
ความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานกระตุ้นและพลังงานกิ๊บส์
แม้ว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาจะอธิบายไว้ในสมการของอายริงก์ด้วย แต่ด้วยสมการนี้แทนที่จะใช้พลังงานกระตุ้น พลังงานกิ๊บส์ (ΔG ‡ ) ของสถานะเปลี่ยนผ่านจะรวมอยู่ด้วย
เนื่องจากพลังงานจลน์ของโมเลกุลที่ชนกัน (เช่น โมเลกุลที่มีพลังงานเพียงพอและทิศทางที่เหมาะสม) จะถูกเปลี่ยนเป็นพลังงานศักย์ พลังงาน Gibbs เดิมเรียกว่า “พลังงานที่มีอยู่” ถูกค้นพบในปี 1870 โดย Josiah Willard Gibbs พลังงานนี้เรียกอีกอย่างว่าพลังงานอิสระมาตรฐานของการเปิดใช้งาน
พลังงานที่ไม่มีกิบส์ของระบบ ณ เวลาใดๆ ถูกกำหนดให้เป็นเอนทาลปีของระบบลบด้วยผลคูณของอุณหภูมิคูณกับเอนโทรปีของระบบ:
G=H-TS.
HคือเอนทาลปีTคืออุณหภูมิ และSคือเอนโทรปี สมการที่กำหนดพลังงานอิสระของระบบนี้สามารถกำหนดความสำคัญสัมพัทธ์ของเอนทาลปีและเอนโทรปีในฐานะแรงผลักดันของปฏิกิริยาเฉพาะ ตอนนี้ ความสมดุลระหว่างการมีส่วนร่วมของเงื่อนไขเอนทาลปีและเอนโทรปีกับพลังงานอิสระของปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับอุณหภูมิที่ปฏิกิริยาเกิดขึ้น สมการที่ใช้ในการกำหนดพลังงานอิสระแสดงให้เห็นว่าเทอมเอนโทรปีจะมีความสำคัญมากขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น: ΔG° = ΔH° – TΔS°
แหล่งที่มา
- เบรนนาร์ด เจ (2014). พลังงานกระตุ้น. ที่ https://www.ck12.org/
- กฎหมายอาร์เรเนียน (2563). พลังงานกระตุ้น
- มิทเชล เอ็น. (2018). การวิเคราะห์พลังงานกระตุ้นอายริงของการไฮโดรไลซิสอะซิติกแอนไฮไดรด์ในระบบตัวทำละลายอะซิโตไนไทรล์
