Aktiveringsenergi (Ea)

Inom kemi kallas den minsta mängd energi som behövs för att aktivera atomer eller molekyler till ett tillstånd där en kemisk omvandling eller fysisk transport kan genereras aktiveringsenergi , Ea . I övergångstillståndsteorin är aktiveringsenergi skillnaden i energiinnehåll mellan atomer eller molekyler i en aktiv eller övergångstillståndskonfiguration och atomer eller molekyler i en initial konfiguration. Nästan alltid sker reaktionens tillstånd på en högre energinivå än de reagerande produkterna (reaktanterna). Därför har aktiveringsenergin alltid ett positivt värde. Detta positiva värde uppstår oavsett om reaktionen absorberar energi ( endergonisk ellerendotermisk ) eller producerar den ( exergonisk eller exotermisk ).

Aktiveringsenergi är en förkortning för Ea. De vanligaste enheterna av Ea-enheter är kilojoule per mol (kJ/mol) och kilokalorier per mol ( kcal/mol).

Arrhenius Ea-ekvationen

Svante Arrhenius var en svensk vetenskapsman som 1889 visade existensen av aktiveringsenergi och utvecklade ekvationen som bär hans namn. Arrhenius-ekvationen beskriver korrelationen mellan temperatur och reaktionshastighet. Detta förhållande är väsentligt för att beräkna hastigheten på kemiska reaktioner och framför allt mängden energi som krävs för att dessa reaktioner ska äga rum.

I Arrhenius-ekvationen är K reaktionshastighetskoefficienten (reaktionshastigheten), A är faktorn för hur ofta molekylerna kolliderar och e är en konstant (ungefär lika med 2,718). Å andra sidan är Ea aktiveringsenergin och R är den universella gaskonstanten (energienheter per temperaturökning per mol). Slutligen representerar T den absoluta temperaturen, mätt i grader Kelvin.

Således representeras Arrhenius-ekvationen som k= Ae^(-Ea/RT). Men som många ekvationer kan den omarrangeras för att beräkna olika värden. Det är dock inte nödvändigt att känna till värdet på A för att beräkna aktiveringsenergin (Ea), eftersom denna kan bestämmas från variationen av reaktionshastighetskoefficienterna som en funktion av temperaturen.

Kemisk betydelse av Ea

Alla molekyler har en liten mängd energi, som kan vara i form av kinetisk energi eller potentiell energi. När molekyler kolliderar kan deras kinetiska energi störa och till och med förstöra bindningarna, vilket är vad som händer när kemiska reaktioner äger rum.

Om molekylerna rör sig långsamt, det vill säga med lite kinetisk energi, så kolliderar de antingen inte med andra molekyler eller så genererar stötarna ingen reaktion eftersom de är svaga. Samma sak händer om molekylerna kolliderar med fel eller felaktig orientering. Men om molekylerna rör sig tillräckligt snabbt och i rätt riktning kommer en lyckad kollision att inträffa. Således kommer den kinetiska energin vid kollidering att vara större än minimienergin, och efter den kollisionen kommer en reaktion att äga rum. Även exotermiska reaktioner kräver en minimal mängd energi för att komma igång. Detta minimienergibehov, som vi har förklarat tidigare, kallas aktiveringsenergi.

Kunskap om data om ämnens aktiveringsenergi innebär möjligheten att ta hand om vår miljö. Med andra ord, om vi är medvetna om att, beroende på molekylernas egenskaper, en kemisk reaktion kan åstadkommas, skulle vi inte kunna utföra handlingar som till exempel kan orsaka en brand. Om vi ​​till exempel vet att en bok kan fatta eld om ett ljus placeras ovanpå den (vars låga skulle ge aktiveringsenergin), kommer vi att vara försiktiga så att ljuslågan inte sprider sig till bokens papper.

Katalysatorer och aktiveringsenergi

En katalysator ökar reaktionshastigheten på ett något annat sätt än andra metoder som används för samma ändamål. En katalysators funktion är att sänka aktiveringsenergin, så att en större andel partiklar har tillräckligt med energi för att reagera. Katalysatorer kan sänka aktiveringsenergin på två sätt:

1. Genom att orientera de reagerande partiklarna så att kollisioner är mer benägna att inträffa, eller genom att ändra hastigheten på deras rörelser.
2. Reagerar med reaktanterna för att bilda en mellansubstans som kräver mindre energi för att bilda produkten.

Vissa metaller, såsom platina, koppar och järn, kan fungera som katalysatorer i vissa reaktioner. I vår egen kropp finns enzymer som är biologiska katalysatorer (biokatalysatorer) som hjälper till att påskynda biokemiska reaktioner. Katalysatorer reagerar i allmänhet med en eller flera av reaktanterna för att bilda en mellanprodukt, som sedan reagerar för att bli den slutliga produkten. En sådan intermediär substans kallas ofta för ett ”aktiverat komplex” .

Exempel på en reaktion som involverar en katalysator

Följande är ett teoretiskt exempel på hur en reaktion som involverar en katalysator kan fortgå. A och B är reaktanter, C är katalysatorn och D är produkten av reaktionen mellan A och B.

Första steget (reaktion 1): A+C → AC
Andra steg (reaktion 2): B+AC → ACB
Tredje steget (reaktion 3): ACB → C+D

ACB står för Chemical Intermediate. Även om katalysator (C) förbrukas i reaktion 1, frigörs den senare igen i reaktion 3, så den totala reaktionen med en katalysator är: A+B+C → D+C

Av detta följer att katalysatorn frigörs vid slutet av reaktionen, helt oförändrad. Utan att ta hänsyn till katalysatorn skulle den övergripande reaktionen skrivas: A+B → D

I detta exempel har katalysatorn tillhandahållit en uppsättning reaktionssteg som vi kan kalla ”alternativ reaktionsväg”. Denna väg i vilken katalysatorn ingriper kräver mindre aktiveringsenergi och är därför snabbare och mer effektiv.

Arrheniusekvationen och Eyringsekvationen

Två ekvationer kan användas för att beskriva hur reaktionshastigheten ökar med temperaturen. För det första beskriver Arrhenius-ekvationen reaktionshastigheternas beroende av temperatur. Å andra sidan finns Eyring-ekvationen, föreslog av nämnda forskare 1935; hans ekvation är baserad på övergångstillståndsteori och används för att beskriva sambandet mellan reaktionshastighet och temperatur. Ekvationen är:

k= (kB _T /h) exp(-AG ^‡ /RT).

Men medan Arrhenius-ekvationen förklarar beroendet mellan temperatur och reaktionshastighet fenomenologiskt, informerar Eyring-ekvationen om de individuella elementära stegen i en reaktion.

Å andra sidan kan Arrhenius-ekvationen endast tillämpas på den kinetiska energin i gasfasen, medan Eyring-ekvationen är användbar vid studiet av reaktioner både i gasfasen och i de kondenserade och blandade faserna (faser som inte har någon relevans i gasfasen), kollisionsmodellen). Likaså är Arrhenius-ekvationen baserad på den empiriska observationen att reaktionshastigheten ökar med temperaturen. Istället är Eyring-ekvationen en teoretisk konstruktion baserad på övergångstillståndsmodellen.

Principer för övergångstillståndsteorin:

• Det finns en termodynamisk jämvikt mellan övergångstillståndet och reaktanternas tillstånd längst upp på energibarriären.
• Den kemiska reaktionshastigheten är proportionell mot koncentrationen av partiklarna i högenergiövergångstillståndet.

Förhållandet mellan aktiveringsenergi och Gibbs energi

Även om reaktionshastigheten också beskrivs i Eyrings ekvation, med denna ekvation, istället för att använda aktiveringsenergin, ingår Gibbs-energin (ΔG ‡ ) ^för övergångstillståndet.

Eftersom den kinetiska energin hos de kolliderande molekylerna (dvs de med tillräcklig energi och korrekt orientering) omvandlas till potentiell energi, kännetecknas det aktiva komplexets energetiska tillstånd av en positiv molär Gibbs-energi. Gibbs energi, ursprungligen kallad ”tillgänglig energi”, upptäcktes 1870 av Josiah Willard Gibbs. Denna energi kallas också den fria standardenergin för aktivering .

Gibbs fria energi för ett system vid varje ögonblick definieras som systemets entalpi minus produkten av temperaturen gånger systemets entropi:

G=H-TS.

H är entalpin, T är temperaturen och S är entropin. Denna ekvation som definierar den fria energin i ett system är kapabel att bestämma den relativa betydelsen av entalpi och entropi som drivkrafter för en specifik reaktion. Nu beror balansen mellan bidragen från entalpi- och entropitermerna till den fria energin för en reaktion på temperaturen vid vilken reaktionen äger rum. Ekvationen som används för att definiera fri energi antyder att entropitermen kommer att bli viktigare när temperaturen ökar: ΔG ° = ΔH° – TΔS°.

Källor

• Brainard, J. (2014). Aktiverings energi. På https://www.ck12.org/
• Arrensk lag. (2020). Aktiveringsenergier.
• Mitchell, N. (2018). Eyring Activation Energy Analysis of acetic Anhydride Hydrolysis in Acetonitrile Cosolvent Systems.