Aktivierungsenergie (Ea)

In der Chemie wird die minimale Energiemenge, die benötigt wird, um Atome oder Moleküle in einen Zustand zu aktivieren, in dem eine chemische Umwandlung oder ein physikalischer Transport erzeugt werden kann, als Aktivierungsenergie Ea bezeichnet . In der Übergangszustandstheorie ist die Aktivierungsenergie der Unterschied im Energiegehalt zwischen Atomen oder Molekülen in einer aktiven oder Übergangszustandskonfiguration und Atomen oder Molekülen in einer Anfangskonfiguration. Fast immer tritt der Zustand einer Reaktion auf einem höheren Energieniveau auf als die reagierenden Produkte (Reaktanten). Daher hat die Aktivierungsenergie immer einen positiven Wert. Dieser positive Wert tritt unabhängig davon auf, ob die Reaktion Energie aufnimmt ( endergonisch oderendotherm ) oder produziert ( exergonisch oder exotherm ).

Aktivierungsenergie ist eine Abkürzung für Ea. Die gebräuchlichsten Einheiten von Ea-Einheiten sind Kilojoule pro Mol (kJ/mol) und Kilokalorien pro Mol (kcal/mol).

Die Arrhenius-Ea-Gleichung

Svante Arrhenius war ein schwedischer Wissenschaftler, der 1889 die Existenz von Aktivierungsenergie demonstrierte, indem er die Gleichung entwickelte, die seinen Namen trägt. Die Arrhenius-Gleichung beschreibt den Zusammenhang zwischen Temperatur und Reaktionsgeschwindigkeit. Diese Beziehung ist wichtig, um die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen und vor allem die Energiemenge zu berechnen, die für diese Reaktionen erforderlich ist.

In der Arrhenius-Gleichung ist K der Reaktionsgeschwindigkeitskoeffizient (die Reaktionsgeschwindigkeit), A ist der Faktor, wie oft die Moleküle kollidieren, und e ist eine Konstante (ungefähr gleich 2,718). Andererseits ist Ea die Aktivierungsenergie und R die universelle Gaskonstante (Energieeinheiten pro Temperaturerhöhung pro Mol). Schließlich repräsentiert T die absolute Temperatur, gemessen in Grad Kelvin.

Somit wird die Arrhenius-Gleichung als k= Ae^(-Ea/RT) dargestellt. Wie viele Gleichungen kann sie jedoch neu angeordnet werden, um andere Werte zu berechnen. Es ist jedoch nicht erforderlich, den Wert von A zu kennen, um die Aktivierungsenergie (Ea) zu berechnen, da dieser aus der Variation der Reaktionsgeschwindigkeitskoeffizienten als Funktion der Temperatur bestimmt werden kann.

Chemische Bedeutung von Ea

Alle Moleküle haben eine kleine Energiemenge, die in Form von kinetischer Energie oder potentieller Energie vorliegen kann. Wenn Moleküle kollidieren, kann ihre kinetische Energie die Bindungen aufbrechen und sogar zerstören, was passiert, wenn chemische Reaktionen stattfinden.

Bewegen sich die Moleküle langsam, also mit geringer kinetischer Energie, kollidieren sie entweder nicht mit anderen Molekülen oder die Stöße erzeugen keine Reaktion, weil sie schwach sind. Das Gleiche passiert, wenn die Moleküle mit falscher oder falscher Orientierung kollidieren. Wenn sich die Moleküle jedoch schnell genug und in der richtigen Ausrichtung bewegen, kommt es zu einer erfolgreichen Kollision. Somit ist die kinetische Energie beim Zusammenstoß größer als die minimale Energie, und nach diesem Zusammenstoß findet eine Reaktion statt. Selbst exotherme Reaktionen benötigen zum Starten nur eine minimale Energiemenge. Dieser minimale Energiebedarf wird, wie wir zuvor erklärt haben, als Aktivierungsenergie bezeichnet.

Die Kenntnis von Daten über die Aktivierungsenergie von Stoffen impliziert die Möglichkeit, sich um unsere Umwelt zu kümmern. Mit anderen Worten, wenn wir uns bewusst sind, dass abhängig von den Eigenschaften der Moleküle eine chemische Reaktion ausgelöst werden kann, könnten wir keine Aktionen ausführen, die beispielsweise ein Feuer verursachen könnten. Da wir beispielsweise wissen, dass ein Buch Feuer fangen könnte, wenn eine Kerze darauf gestellt wird (deren Flamme die Aktivierungsenergie liefern würde), werden wir darauf achten, dass sich die Kerzenflamme nicht auf das Papier des Buches ausbreitet.

Katalysatoren und Aktivierungsenergie

Ein Katalysator erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit auf etwas andere Weise als andere Methoden, die für denselben Zweck verwendet werden. Die Funktion eines Katalysators besteht darin, die Aktivierungsenergie zu senken , damit ein größerer Anteil der Teilchen genug Energie zum Reagieren hat. Katalysatoren können die Aktivierungsenergie auf zwei Arten senken:

1. Indem die reagierenden Teilchen so ausgerichtet werden, dass Kollisionen wahrscheinlicher sind, oder indem die Geschwindigkeit ihrer Bewegungen geändert wird.
2. Reaktion mit den Reaktanten, um eine Zwischensubstanz zu bilden, die weniger Energie benötigt, um das Produkt zu bilden.

Einige Metalle wie Platin, Kupfer und Eisen können bei bestimmten Reaktionen als Katalysatoren wirken. In unserem eigenen Körper gibt es Enzyme, die biologische Katalysatoren (Biokatalysatoren) sind, die helfen, biochemische Reaktionen zu beschleunigen. Katalysatoren reagieren im Allgemeinen mit einem oder mehreren der Reaktanten, um ein Zwischenprodukt zu bilden, das dann reagiert, um das Endprodukt zu werden. Eine solche Zwischensubstanz wird oft als „aktivierter Komplex “ bezeichnet.

Beispiel einer Reaktion mit einem Katalysator

Das Folgende ist ein theoretisches Beispiel dafür, wie eine Reaktion ablaufen könnte, an der ein Katalysator beteiligt ist. A und B sind Reaktanten, C ist der Katalysator und D ist das Produkt der Reaktion zwischen A und B.

Erster Schritt (Reaktion 1): A+C → AC
Zweiter Schritt (Reaktion 2): B+AC → ACB
Dritter Schritt (Reaktion 3): ACB → C+D

ACB steht für Chemical Intermediate. Obwohl Katalysator (C) in Reaktion 1 verbraucht wird, wird er später in Reaktion 3 wieder freigesetzt, sodass die Gesamtreaktion mit einem Katalysator lautet: A+B+C → D+C

Daraus folgt, dass der Katalysator am Ende der Reaktion völlig unverändert freigesetzt wird. Ohne Berücksichtigung des Katalysators würde die Gesamtreaktion geschrieben werden: A+B → D

In diesem Beispiel hat der Katalysator eine Reihe von Reaktionsschritten bereitgestellt, die wir als „alternativen Reaktionsweg“ bezeichnen können. Dieser Weg, in den der Katalysator eingreift, erfordert weniger Aktivierungsenergie und ist daher schneller und effizienter.

Die Arrhenius-Gleichung und die Eyring-Gleichung

Zwei Gleichungen können verwendet werden, um zu beschreiben, wie die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Temperatur zunimmt. Erstens beschreibt die Arrhenius-Gleichung die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur. Andererseits gibt es die Eyring-Gleichung, die 1935 von diesem Forscher vorgeschlagen wurde; Diese Gleichung basiert auf der Übergangszustandstheorie und wird verwendet, um die Beziehung zwischen Reaktionsgeschwindigkeit und Temperatur zu beschreiben. Die Gleichung lautet:

k= (kB _T /h) exp(-ΔG ^‡ /RT).

Doch während die Arrhenius-Gleichung die Abhängigkeit zwischen Temperatur und Reaktionsgeschwindigkeit phänomenologisch erklärt, gibt die Eyring-Gleichung Auskunft über die einzelnen Elementarschritte einer Reaktion.

Andererseits kann die Arrhenius-Gleichung nur auf die kinetische Energie in der Gasphase angewendet werden, während die Eyring-Gleichung bei der Untersuchung von Reaktionen sowohl in der Gasphase als auch in der kondensierten und gemischten Phase (Phasen, die keine Relevanz haben) nützlich ist in der Gasphase) das Kollisionsmodell). Ebenso basiert die Arrhenius-Gleichung auf der empirischen Beobachtung, dass die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Temperatur zunimmt. Stattdessen ist die Eyring-Gleichung eine theoretische Konstruktion, die auf dem Übergangszustandsmodell basiert.

Prinzipien der Übergangszustandstheorie:

• Zwischen dem Übergangszustand und dem Zustand der Reaktanten an der Spitze der Energiebarriere besteht ein thermodynamisches Gleichgewicht.
• Die chemische Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zur Konzentration der Teilchen im hochenergetischen Übergangszustand.

Zusammenhang zwischen Aktivierungsenergie und Gibbs-Energie

Obwohl die Reaktionsgeschwindigkeit auch in der Eyring-Gleichung beschrieben wird, wird bei dieser Gleichung anstelle der Aktivierungsenergie die Gibbs-Energie (ΔG ‡ ⁾ des Übergangszustands verwendet.

Da die kinetische Energie der kollidierenden Moleküle (dh solche mit ausreichender Energie und richtiger Orientierung) in potentielle Energie umgewandelt wird, ist der energetische Zustand des aktivierten Komplexes durch eine positive molare Gibbs-Energie gekennzeichnet. Gibbs-Energie, ursprünglich „verfügbare Energie“ genannt, wurde 1870 von Josiah Willard Gibbs entdeckt. Diese Energie wird auch als freie Standardaktivierungsenergie bezeichnet .

Die freie Gibbs-Energie eines Systems zu jedem Zeitpunkt ist definiert als die Enthalpie des Systems minus dem Produkt der Temperatur mal der Entropie des Systems:

G=H-TS.

H ist die Enthalpie, T ist die Temperatur und S ist die Entropie. Diese Gleichung, die die freie Energie eines Systems definiert, ist in der Lage, die relative Bedeutung von Enthalpie und Entropie als treibende Kräfte einer bestimmten Reaktion zu bestimmen. Nun hängt das Gleichgewicht zwischen den Beiträgen der Enthalpie- und Entropieterme zur freien Energie einer Reaktion von der Temperatur ab, bei der die Reaktion stattfindet. Die zur Definition der freien Energie verwendete Gleichung legt nahe, dass der Entropieterm mit steigender Temperatur wichtiger wird : ΔG° = ΔH° – TΔS°.

Quellen

• Brainard, J. (2014). Aktivierungsenergie. Unter https://www.ck12.org/
• Arrhenisches Gesetz. (2020). Aktivierungsenergien.
• Mitchell, N. (2018). Eyring-Aktivierungsenergieanalyse der Essigsäureanhydrid-Hydrolyse in Acetonitril-Cosolvent-Systemen.