Aktivointienergia (Ea)

Kemiassa vähimmäismäärää energiaa, joka tarvitaan atomien tai molekyylien aktivoimiseksi tilaan, jossa kemiallinen muunnos tai fyysinen kuljetus voidaan synnyttää, kutsutaan aktivaatioenergiaksi , Ea . Siirtymätilateoriassa aktivaatioenergia on energiasisällön ero aktiivisessa tai siirtymätilassa olevien atomien tai molekyylien ja alkukonfiguraatiossa olevien atomien tai molekyylien välillä. Lähes aina reaktion tila esiintyy korkeammalla energiatasolla kuin reagoivat tuotteet (reagenssit). Siksi aktivointienergialla on aina positiivinen arvo. Tämä positiivinen arvo esiintyy riippumatta siitä, absorboiko reaktio energiaa ( enderginen vaiendoterminen ) tai tuottaa sen ( eksergoninen tai eksoterminen ).

Aktivointienergia on lyhenne sanoista Ea. Ea-yksiköiden yleisimmät yksiköt ovat kilojoulea moolia kohden (kJ/mol) ja kilokalorit moolia kohden (kcal/mol).

Arrhenius Ea -yhtälö

Svante Arrhenius oli ruotsalainen tiedemies, joka vuonna 1889 osoitti aktivaatioenergian olemassaolon ja kehitti nimeään kantavan yhtälön. Arrhenius-yhtälö kuvaa lämpötilan ja reaktionopeuden välistä korrelaatiota. Tämä suhde on olennainen kemiallisten reaktioiden nopeuden ja ennen kaikkea näiden reaktioiden tapahtumiseen tarvittavan energiamäärän laskemiseksi.

Arrhenius-yhtälössä K on reaktionopeuskerroin (reaktionopeus), A on kerroin, kuinka usein molekyylit törmäävät, ja e on vakio (noin 2,718). Toisaalta Ea on aktivointienergia ja R on yleinen kaasuvakio (energiayksikköä lämpötilan nousua kohti moolia kohti). Lopuksi T edustaa absoluuttista lämpötilaa Kelvin-asteina.

Siten Arrhenius-yhtälö esitetään muodossa k= Ae^(-Ea/RT). Kuitenkin, kuten monet yhtälöt, se voidaan järjestää uudelleen laskemaan erilaisia ​​​​arvoja. A:n arvoa ei kuitenkaan tarvitse tietää aktivointienergian (Ea) laskemiseksi, koska se voidaan määrittää reaktionopeuskertoimien vaihtelusta lämpötilan funktiona.

Ea:n kemiallinen merkitys

Kaikilla molekyyleillä on pieni määrä energiaa, joka voi olla kineettisen energian tai potentiaalienergian muodossa. Kun molekyylit törmäävät, niiden kineettinen energia voi häiritä ja jopa tuhota sidokset, mikä tapahtuu kemiallisten reaktioiden tapahtuessa.

Jos molekyylit liikkuvat hitaasti eli pienellä kineettisellä energialla, ne joko eivät törmää muihin molekyyleihin tai iskut eivät synnytä mitään reaktiota, koska ne ovat heikkoja. Sama tapahtuu, jos molekyylit törmäävät väärään tai väärään suuntaukseen. Jos molekyylit kuitenkin liikkuvat riittävän nopeasti ja oikeassa suunnassa, tapahtuu onnistunut törmäys. Siten kineettinen energia törmäyksessä on suurempi kuin minimienergia ja törmäyksen jälkeen tapahtuu reaktio. Jopa eksotermiset reaktiot vaativat minimaalisen määrän energiaa käynnistyäkseen. Tätä vähimmäisenergian tarvetta, kuten olemme aiemmin selittäneet, kutsutaan aktivointienergiaksi.

Tietojen tunteminen aineiden aktivointienergiasta merkitsee mahdollisuutta huolehtia ympäristöstämme. Toisin sanoen, jos olemme tietoisia siitä, että molekyylien ominaisuuksista riippuen voi syntyä kemiallinen reaktio, emme voisi suorittaa toimia, jotka voivat aiheuttaa esimerkiksi tulipalon. Tietäen esimerkiksi, että kirja voi syttyä tuleen, jos sen päälle laitetaan kynttilä (jonka liekki antaisi aktivointienergian), olemme varovaisia, ettei kynttilän liekki leviä kirjan paperille.

Katalyytit ja aktivointienergia

Katalyytti lisää reaktionopeutta hieman eri tavalla kuin muut samaan tarkoitukseen käytetyt menetelmät. Katalyytin tehtävänä on alentaa aktivointienergiaa niin, että suuremmalla osalla hiukkasia on riittävästi energiaa reagoida. Katalyytit voivat alentaa aktivointienergiaa kahdella tavalla:

1. Suuntaamalla reagoivat hiukkaset niin, että törmäykset todennäköisemmin tapahtuvat, tai muuttamalla niiden liikkeiden nopeutta.
2. Reagoimalla reagoivien aineiden kanssa väliaineen muodostamiseksi, joka vaatii vähemmän energiaa tuotteen muodostamiseen.

Jotkut metallit, kuten platina, kupari ja rauta, voivat toimia katalyytteinä tietyissä reaktioissa. Omassa kehossamme on entsyymejä, jotka ovat biologisia katalyyttejä (biokatalyyttejä), jotka auttavat nopeuttamaan biokemiallisia reaktioita. Katalyytit reagoivat yleensä yhden tai useamman reagoivan aineen kanssa muodostaen välituotteen, joka sitten reagoi ja muodostuu lopputuotteeksi. Tällaista väliainetta kutsutaan usein ”aktivoiduksi kompleksiksi ”.

Esimerkki reaktiosta, jossa on katalyytti

Seuraavassa on teoreettinen esimerkki siitä, kuinka katalyyttiä sisältävä reaktio voi edetä. A ja B ovat lähtöaineita, C on katalyytti ja D on A:n ja B:n välisen reaktion tuote.

Ensimmäinen vaihe (reaktio 1): A+C → AC
Toinen vaihe (reaktio 2): B+AC → ACB
Kolmas vaihe (reaktio 3): ACB → C+D

ACB on lyhenne sanoista Chemical Intermediate. Vaikka katalyytti (C) kuluu reaktiossa 1, se vapautuu myöhemmin uudelleen reaktiossa 3, joten kokonaisreaktio katalyytin kanssa on: A+B+C → D+C

Tästä seuraa, että katalyytti vapautuu reaktion lopussa täysin muuttumattomana. Ilman katalyyttiä, kokonaisreaktio kirjoitettaisiin: A+B → D

Tässä esimerkissä katalyytti on tarjonnut joukon reaktiovaiheita, joita voimme kutsua ”vaihtoehtoiseksi reaktioreitiksi”. Tämä polku, johon katalyytti puuttuu, vaatii vähemmän aktivointienergiaa ja on siksi nopeampi ja tehokkaampi.

Arrheniuksen yhtälö ja Eyringin yhtälö

Kahta yhtälöä voidaan käyttää kuvaamaan kuinka reaktioiden nopeus kasvaa lämpötilan myötä. Ensinnäkin Arrhenius-yhtälö kuvaa reaktionopeuksien riippuvuutta lämpötilasta. Toisaalta on olemassa Eyringin yhtälö, jonka mainittu tutkija ehdotti vuonna 1935; hänen yhtälönsä perustuu siirtymätilateoriaan ja sitä käytetään kuvaamaan reaktionopeuden ja lämpötilan välistä suhdetta. Yhtälö on:

k= (kB _T /h) exp(-ΔG ^‡ /RT).

Kuitenkin, vaikka Arrhenius-yhtälö selittää lämpötilan ja reaktionopeuden välistä riippuvuutta fenomenologisesti, Eyringin yhtälö kertoo reaktion yksittäisistä alkeisvaiheista.

Toisaalta Arrhenius-yhtälöä voidaan soveltaa vain kineettiseen energiaan kaasufaasissa, kun taas Eyringin yhtälö on hyödyllinen tutkittaessa reaktioita sekä kaasufaasissa että kondensoituneessa ja sekafaasissa (vaiheet, joilla ei ole merkitystä) kaasufaasissa). törmäysmalli). Samoin Arrhenius-yhtälö perustuu empiiriseen havaintoon, että reaktioiden nopeus kasvaa lämpötilan myötä. Sen sijaan Eyring-yhtälö on teoreettinen rakenne, joka perustuu siirtymätilamalliin.

Siirtymätilateorian periaatteet:

• Siirtymätilan ja energiaesteen huipulla olevien lähtöaineiden tilan välillä vallitsee termodynaaminen tasapaino.
• Kemiallinen reaktionopeus on verrannollinen suuren energian siirtymätilassa olevien hiukkasten pitoisuuteen.

Aktivointienergian ja Gibbsin energian välinen suhde

Vaikka reaktionopeus on myös kuvattu Eyringin yhtälössä, tässä yhtälössä aktivaatioenergian sijaan siirtymätilan Gibbsin energia (ΔG ‡ ^{) otetaan mukaan.}

Koska törmäävien molekyylien kineettinen energia (eli niiden, joilla on riittävästi energiaa ja oikea suunta) muuttuu potentiaalienergiaksi, aktivoituneen kompleksin energinen tila on luonteenomaista positiivisella molaarisella Gibbs-energialla. Gibbs-energian, jota alun perin kutsuttiin ”käytettävissä olevaksi energiaksi”, löysi Josiah Willard Gibbs vuonna 1870. Tätä energiaa kutsutaan myös normaaliksi vapaaksi aktivointienergiaksi .

Järjestelmän Gibbsin vapaa energia millä tahansa hetkellä määritellään järjestelmän entalpiaksi vähennettynä lämpötilan tulolla kerrottuna järjestelmän entropialla:

G = H-TS.

H on entalpia, T on lämpötila ja S on entropia. Tämä yhtälö, joka määrittelee järjestelmän vapaan energian, pystyy määrittämään entalpian ja entropian suhteellisen merkityksen tietyn reaktion liikkeellepanevina voimina. Nyt tasapaino entalpia- ja entropiatermien osuuden välillä reaktion vapaassa energiassa riippuu lämpötilasta, jossa reaktio tapahtuu. Vapaan energian määrittelemiseen käytetty yhtälö viittaa siihen, että entropiatermi tulee tärkeämmäksi lämpötilan noustessa : ΔG° = ΔH° – TΔS°.

Lähteet

• Brainard, J. (2014). Aktivointienergiaa. osoitteessa https://www.ck12.org/
• Arrhenian laki. (2020). Aktivointienergiat.
• Mitchell, N. (2018). Eyringin aktivaatioenergia-analyysi etikkahappoanhydridihydrolyysistä asetonitriilin apuliuotinjärjestelmissä.