У хімії мінімальна кількість енергії, необхідна для активації атомів або молекул до стану, в якому може відбутися хімічне перетворення або фізичний транспорт , називається енергією активації , Ea . У теорії перехідного стану енергія активації — це різниця в вмісті енергії між атомами або молекулами в конфігурації активного або перехідного стану та атомами або молекулами в початковій конфігурації. Майже завжди стан реакції відбувається на вищому рівні енергії, ніж продукти реакції (реагенти). Тому енергія активації завжди має позитивне значення. Це позитивне значення виникає незалежно від того, чи реакція поглинає енергію ( ендергонічна абоендотермічний ) або створює його ( екзергонічний або екзотермічний ).
Енергія активації є скороченням Ea. Найпоширенішими одиницями Еа є кілоджоулі на моль (кДж/моль) і кілокалорій на моль (ккал/моль).
Рівняння Еа Арреніуса
Сванте Арреніус був шведським вченим, який у 1889 році продемонстрував існування енергії активації, розробивши рівняння, яке носить його ім’я. Рівняння Арреніуса описує кореляцію між температурою та швидкістю реакції. Це співвідношення є важливим для розрахунку швидкості хімічних реакцій і, перш за все, кількості енергії, необхідної для цих реакцій.
У рівнянні Арреніуса K — коефіцієнт швидкості реакції (швидкість реакції), A — коефіцієнт частоти зіткнень молекул, а e — константа (приблизно дорівнює 2,718). З іншого боку, Ea — це енергія активації, а R — універсальна газова стала (одиниці енергії на підвищення температури на моль). Нарешті, T являє собою абсолютну температуру, виміряну в градусах Кельвіна.
Таким чином, рівняння Арреніуса представляється як k= Ae^(-Ea/RT). Однак, як і багато інших рівнянь, його можна змінити для обчислення інших значень. Однак для розрахунку енергії активації (Ea) необов’язково знати значення А, оскільки це можна визначити за зміною коефіцієнтів швидкості реакції в залежності від температури.
Хімічне значення Ea
Усі молекули мають невелику кількість енергії, яка може бути у формі кінетичної енергії або потенційної енергії. Коли молекули стикаються, їх кінетична енергія може порушити і навіть зруйнувати зв’язки, що відбувається під час хімічних реакцій.
Якщо молекули рухаються повільно, тобто з невеликою кінетичною енергією, вони або не стикаються з іншими молекулами, або удари не викликають ніякої реакції, оскільки вони слабкі. Те саме відбувається, якщо молекули стикаються з неправильною або неправильною орієнтацією. Однак, якщо молекули рухаються досить швидко і в правильній орієнтації, відбудеться успішне зіткнення. Таким чином, кінетична енергія при зіткненні буде більшою за мінімальну, і після цього зіткнення відбудеться реакція. Навіть екзотермічні реакції потребують мінімальної кількості енергії для початку. Ця мінімальна потреба в енергії, як ми пояснювали раніше, називається енергією активації.
Знання даних про енергію активації речовин передбачає можливість дбати про навколишнє середовище. Іншими словами, якщо ми усвідомлюємо, що залежно від характеристик молекул може виникнути хімічна реакція, ми не зможемо виконувати дії, які, наприклад, можуть спричинити пожежу. Наприклад, знаючи, що книга може загорітися, якщо на неї поставити свічку (полум’я якої забезпечить енергію активації), ми будемо обережні, щоб полум’я свічки не поширилося на папір книги.
Каталізатори та енергія активації
Каталізатор збільшує швидкість реакції дещо іншим способом, ніж інші методи, що використовуються для тієї ж мети. Функція каталізатора полягає в зниженні енергії активації , щоб більша частина частинок мала достатньо енергії для реакції. Каталізатори можуть знизити енергію активації двома способами:
- Орієнтуючи частинки, що реагують, так, щоб зіткнення відбувалося з більшою ймовірністю, або змінюючи швидкість їхнього руху.
- Реакція з реагентами з утворенням проміжної речовини, яка вимагає менше енергії для утворення продукту.
Деякі метали, такі як платина, мідь і залізо, можуть діяти як каталізатори в певних реакціях. У нашому власному організмі є ферменти, які є біологічними каталізаторами (біокаталізаторами), які сприяють прискоренню біохімічних реакцій. Каталізатори зазвичай реагують з одним або декількома реагентами з утворенням проміжного продукту, який потім реагує, перетворюючись на кінцевий продукт. Таку проміжну речовину часто називають «активованим комплексом » .
Приклад реакції за участю каталізатора
Нижче наведено теоретичний приклад того, як може протікати реакція за участю каталізатора. А і В — реагенти, С — каталізатор, а D — продукт реакції між А і В.
Перший крок (реакція 1): A+C → AC
Другий крок (реакція 2): B+AC → ACB
Третій крок (реакція 3): ACB → C+D
ACB означає Chemical Intermediate. Хоча каталізатор (C) витрачається в реакції 1, пізніше він знову виділяється в реакції 3, тому загальна реакція з каталізатором виглядає так: A+B+C → D+C
З цього випливає, що каталізатор виділяється в кінці реакції в абсолютно незмінному вигляді. Без урахування каталізатора загальна реакція буде записана: A+B → D
У цьому прикладі каталізатор забезпечив набір етапів реакції, які ми можемо назвати «альтернативним шляхом реакції». Цей шлях, у який втручається каталізатор, потребує менше енергії активації і тому є швидшим та ефективнішим.
Рівняння Арреніуса та рівняння Айрінга
Щоб описати, як швидкість реакцій зростає з підвищенням температури, можна використати два рівняння. По-перше, рівняння Арреніуса описує залежність швидкості реакції від температури. З іншого боку, існує рівняння Айрінга, запропоноване згаданим дослідником у 1935 році; його рівняння базується на теорії перехідних станів і використовується для опису зв’язку між швидкістю реакції та температурою. Рівняння таке:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Однак у той час як рівняння Арреніуса феноменологічно пояснює залежність між температурою та швидкістю реакції, рівняння Айрінга інформує про окремі елементарні етапи реакції.
З іншого боку, рівняння Арреніуса можна застосувати лише до кінетичної енергії в газовій фазі, тоді як рівняння Айринга корисно для вивчення реакцій як у газовій фазі, так і в конденсованій і змішаній фазах (фази, які не мають значення в газовій фазі).модель зіткнення). Подібним чином рівняння Арреніуса базується на емпіричному спостереженні про те, що швидкість реакцій зростає з підвищенням температури. Натомість рівняння Айрінга є теоретичною конструкцією, заснованою на моделі перехідного стану.
Принципи теорії перехідного стану:
- Між перехідним станом і станом реагентів у верхній частині енергетичного бар’єру існує термодинамічна рівновага.
- Швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації частинок у високоенергетичному перехідному стані.
Зв’язок між енергією активації та енергією Гіббса
Хоча швидкість реакції також описана в рівнянні Айрінга, у цьому рівнянні замість енергії активації враховується енергія Гіббса (ΔG ‡ ) перехідного стану.
Оскільки кінетична енергія молекул, що стикаються (тобто тих, що мають достатню енергію та правильну орієнтацію), перетворюється на потенційну енергію, енергетичний стан активованого комплексу характеризується позитивною молярною енергією Гіббса. Енергія Гіббса, яку спочатку називали «доступною енергією», була відкрита в 1870 році Джозайя Віллардом Гіббсом. Цю енергію також називають стандартною вільною енергією активації .
Вільна енергія Гіббса системи в будь-який момент визначається як ентальпія системи мінус добуток температури на ентропію системи:
G=H-TS.
H — ентальпія, T — температура, S — ентропія. Це рівняння, яке визначає вільну енергію системи, здатне визначити відносну важливість ентальпії та ентропії як рушійних сил конкретної реакції. Тепер баланс між внеском ентальпії та ентропії у вільну енергію реакції залежить від температури, при якій відбувається реакція. Рівняння, яке використовується для визначення вільної енергії, свідчить про те, що член ентропії ставатиме більш важливим із підвищенням температури : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Джерела
- Брейнард, Дж. (2014). Енергія активації. На сайті https://www.ck12.org/
- Арренське право. (2020). Енергії активації.
- Мітчелл, Н. (2018). Аналіз енергії активації Айрінга гідролізу оцтового ангідриду в системах співрозчинників ацетонітрилу.
