Energia de activare (Ea)

În chimie, cantitatea minimă de energie necesară pentru a activa atomii sau moleculele într-o condiție în care poate fi generată o transformare chimică sau un transport fizic se numește energie de activare , Ea . În teoria stării de tranziție, energia de activare este diferența de conținut de energie dintre atomi sau molecule într-o configurație activă sau de tranziție și atomi sau molecule într-o configurație inițială. Aproape întotdeauna, starea unei reacții are loc la un nivel energetic mai ridicat decât produșii de reacție (reactanți). Prin urmare, energia de activare are întotdeauna o valoare pozitivă. Această valoare pozitivă apare indiferent dacă reacția absoarbe energie ( endergonică sauendotermic ) sau îl produce ( exergonic sau exotermic ).

Energia de activare este prescurtarea pentru Ea. Cele mai comune unități de unități Ea sunt kilojulii pe mol (kJ/mol) și kilocaloriile pe mol (kcal/mol).

Ecuația Arrhenius Ea

Svante Arrhenius a fost un om de știință suedez care în 1889 a demonstrat existența energiei de activare, dezvoltând ecuația care îi poartă numele. Ecuația Arrhenius descrie corelația dintre temperatură și viteza de reacție. Această relație este esențială pentru a calcula viteza reacțiilor chimice și, mai ales, cantitatea de energie necesară pentru ca aceste reacții să aibă loc.

În ecuația Arrhenius, K este coeficientul vitezei de reacție (rata de reacție), A este factorul frecvenței de ciocnire a moleculelor și e este o constantă (aproximativ egală cu 2,718). Pe de altă parte, Ea este energia de activare și R este constanta universală a gazului (unități de energie pe creșterea temperaturii pe mol). În cele din urmă, T reprezintă temperatura absolută, măsurată în grade Kelvin.

Astfel, ecuația Arrhenius este reprezentată ca k= Ae^(-Ea/RT). Cu toate acestea, la fel ca multe ecuații, poate fi rearanjat pentru a calcula diferite valori. Cu toate acestea, nu este necesar să se cunoască valoarea lui A pentru a calcula energia de activare (Ea), deoarece aceasta poate fi determinată din variația coeficienților vitezei de reacție în funcție de temperatură.

Semnificația chimică a Ea

Toate moleculele au o cantitate mică de energie, care poate fi sub formă de energie cinetică sau energie potențială. Când moleculele se ciocnesc, energia lor cinetică poate perturba și chiar distruge legăturile, ceea ce se întâmplă atunci când au loc reacții chimice.

Dacă moleculele se mișcă încet, adică cu energie cinetică mică, fie nu se ciocnesc cu alte molecule, fie impacturile nu generează nicio reacție pentru că sunt slabe. Același lucru se întâmplă dacă moleculele se ciocnesc cu o orientare greșită sau necorespunzătoare. Cu toate acestea, dacă moleculele se mișcă suficient de repede și în orientarea corectă, va avea loc o coliziune reușită. Astfel, energia cinetică la ciocnire va fi mai mare decât energia minimă, iar după acea ciocnire va avea loc o reacție. Chiar și reacțiile exoterme necesită o cantitate minimă de energie pentru a începe. Acea cerință minimă de energie, așa cum am explicat mai înainte, se numește energie de activare.

Cunoașterea datelor despre energia de activare a substanțelor implică posibilitatea de a avea grijă de mediul nostru. Cu alte cuvinte, dacă suntem conștienți că, în funcție de caracteristicile moleculelor, se poate produce o reacție chimică, nu am putea efectua acțiuni care, de exemplu, ar putea provoca un incendiu. De exemplu, știind că o carte ar putea lua foc dacă deasupra ei este așezată o lumânare (a cărei flacără ar asigura energia de activare), vom avea grijă ca flacăra lumânării să nu se răspândească pe hârtia cărții.

Catalizatori și energie de activare

Un catalizator crește viteza de reacție într-un mod ușor diferit față de alte metode utilizate în același scop. Funcția unui catalizator este de a reduce energia de activare , astfel încât o proporție mai mare de particule să aibă suficientă energie pentru a reacționa. Catalizatorii pot reduce energia de activare în două moduri:

1. Prin orientarea particulelor care reacţionează astfel încât să apară mai probabil ciocnirile sau prin modificarea vitezei mişcărilor lor.
2. Reacționează cu reactanții pentru a forma o substanță intermediară care necesită mai puțină energie pentru a forma produsul.

Unele metale, cum ar fi platina, cuprul și fierul, pot acționa ca catalizatori în anumite reacții. În propriul nostru organism există enzime care sunt catalizatori biologici (biocatalizatori) care ajută la accelerarea reacțiilor biochimice. Catalizatorii reacţionează în general cu unul sau mai mulţi reactanţi pentru a forma un intermediar, care apoi reacţionează pentru a deveni produsul final. O astfel de substanță intermediară este adesea denumită „complex activat ”.

Exemplu de reacție care implică un catalizator

Următorul este un exemplu teoretic despre modul în care ar putea decurge o reacție care implică un catalizator. A și B sunt reactanți, C este catalizatorul și D este produsul reacției dintre A și B.

Primul pas (reacția 1): A+C → AC
A doua etapă (reacția 2): B+AC → ACB
A treia etapă (reacția 3): ACB → C+D

ACB înseamnă Chemical Intermediate. Deși catalizatorul (C) este consumat în reacția 1, acesta este ulterior eliberat din nou în reacția 3, deci reacția globală cu un catalizator este: A+B+C → D+C

De aici rezultă că catalizatorul este eliberat la sfârșitul reacției, complet neschimbat. Fără a lua în considerare catalizatorul, reacția globală s-ar scrie: A+B → D

În acest exemplu, catalizatorul a furnizat un set de etape de reacție pe care le putem numi „cale de reacție alternativă”. Această cale în care intervine catalizatorul necesită mai puțină energie de activare și, prin urmare, este mai rapidă și mai eficientă.

Ecuația Arrhenius și ecuația Eyring

Două ecuații pot fi utilizate pentru a descrie modul în care viteza reacțiilor crește odată cu temperatura. În primul rând, ecuația Arrhenius descrie dependența vitezei de reacție de temperatură. Pe de altă parte, există ecuația Eyring, propusă de cercetătorul menționat în 1935; ecuația sa se bazează pe teoria stării de tranziție și este folosită pentru a descrie relația dintre viteza de reacție și temperatură. Ecuația este:

k= (kB _T /h) exp(-ΔG ^‡ /RT).

Cu toate acestea, în timp ce ecuația Arrhenius explică dependența dintre temperatură și viteza de reacție fenomenologic, ecuația Eyring informează despre etapele elementare individuale ale unei reacții.

Pe de altă parte, ecuația Arrhenius poate fi aplicată doar energiei cinetice în faza gazoasă, în timp ce ecuația Eyring este utilă în studiul reacțiilor atât în ​​faza gazoasă, cât și în fazele condensate și mixte (faze care nu au nicio relevanță). în faza gazoasă).modelul de coliziune). La fel, ecuația lui Arrhenius se bazează pe observația empirică că viteza reacțiilor crește cu temperatura. În schimb, ecuația Eyring este o construcție teoretică bazată pe modelul stării de tranziție.

Principiile teoriei stării de tranziție:

• Există un echilibru termodinamic între starea de tranziție și starea reactanților din vârful barierei energetice.
• Viteza de reacție chimică este proporțională cu concentrația particulelor în starea de tranziție la energie înaltă.

Relația dintre energia de activare și energia Gibbs

Deși viteza de reacție este descrisă și în ecuația Eyring, cu această ecuație în loc să se folosească energia de activare, este inclusă energia Gibbs (ΔG ‡ ⁾ a stării de tranziție.

Deoarece energia cinetică a moleculelor care se ciocnesc (adică cele cu energie suficientă și orientare adecvată) este transformată în energie potențială, starea energetică a complexului activat este caracterizată de o energie Gibbs molară pozitivă. Energia Gibbs, numită inițial „energie disponibilă”, a fost descoperită în 1870 de Josiah Willard Gibbs. Această energie este numită și energia liberă standard de activare .

Energia liberă Gibbs a unui sistem în orice moment este definită ca entalpia sistemului minus produsul temperaturii cu entropia sistemului:

G=H-TS.

H este entalpia, T este temperatura și S este entropia. Această ecuație care definește energia liberă a unui sistem este capabilă să determine importanța relativă a entalpiei și entropiei ca forțe motrice ale unei reacții specifice. Acum, echilibrul dintre contribuțiile termenilor de entalpie și entropie la energia liberă a unei reacții depinde de temperatura la care are loc reacția. Ecuația folosită pentru a defini energia liberă sugerează că termenul de entropie va deveni mai important pe măsură ce temperatura crește : ΔG° = ΔH° – TΔS°.

Surse

• Brainard, J. (2014). Energie activatoare. La https://www.ck12.org/
• legea arrheniană. (2020). Energii de activare.
• Mitchell, N. (2018). Analiza energiei de activare Eyring a hidrolizei anhidridei acetice în sistemele de cosolvent de acetonitril.