ENERGIA AKTYWACJI CHEMICZNEJ: Z CZEGO SIĘ SKŁADA, OBLICZENIA - CHEMIA - 2026

Energia aktywacji chemicznej (z punktu widzenia badań kinetycznych) odnosi się do najmniejszej ilości energii niezbędnej do rozpoczęcia się reakcji chemicznej. Zgodnie z teorią zderzeń w kinetyce chemicznej, mówi się, że wszystkie cząsteczki w ruchu mają określoną ilość energii kinetycznej.

Oznacza to, że im większa prędkość jego ruchu, tym większa jest jego energia kinetyczna. W tym sensie cząsteczka, która wykonuje szybki ruch, nie może sama zostać podzielona na fragmenty, więc musi nastąpić zderzenie między nią a inną cząsteczką, aby nastąpiła reakcja chemiczna.

Kiedy tak się dzieje - gdy dochodzi do zderzenia między cząsteczkami - ułamek ich energii kinetycznej zostaje przekształcony w energię wibracyjną. Podobnie, jeśli na początku procesu energia kinetyczna jest wysoka, cząsteczki uczestniczące w zderzeniu będą wykazywać tak wielką wibrację, że niektóre z obecnych wiązań chemicznych zostaną zerwane.

To zerwanie wiązań stanowi pierwszy krok w przemianie reagentów w produkty; to znaczy w tworzeniu tych. Wręcz przeciwnie, jeśli na początku tego procesu energia kinetyczna będzie miała niewielką wielkość, nastąpi zjawisko „odbicia” cząsteczek, przez które rozdzielą się one praktycznie nienaruszone.

Z czego to się składa?

Wychodząc od koncepcji zderzeń między cząsteczkami w celu zainicjowania opisanych wcześniej reakcji chemicznych, można powiedzieć, że do zderzenia wymagana jest minimalna ilość energii.

Tak więc, jeśli wartość energii jest mniejsza niż to niezbędne minimum, po prostu nie będzie zmiany między cząsteczkami po wystąpieniu zderzenia, co oznacza, że ​​gdy ta energia jest nieobecna, zaangażowane gatunki pozostają praktycznie nienaruszone i tak się nie stanie. wszelkie zmiany spowodowane tą awarią.

W tej kolejności pomysłów minimalna energia potrzebna do zmiany po zderzeniu między cząsteczkami nazywana jest energią aktywacji.

Innymi słowy, cząsteczki biorące udział w zderzeniu muszą mieć całkowitą ilość energii kinetycznej równą lub większą niż energia aktywacji, aby zaszła reakcja chemiczna.

Podobnie, w wielu przypadkach cząsteczki zderzają się i tworzą nowy rodzaj zwany aktywowanym kompleksem, strukturę, która jest również nazywana „stanem przejściowym”, ponieważ istnieje tylko tymczasowo.

Jest to spowodowane przez reagujące związki w wyniku zderzenia i przed utworzeniem produktów reakcji.

Aktywowany kompleks

Wspomniany aktywowany kompleks tworzy gatunek, który ma bardzo małą stabilność, ale z kolei ma dużą ilość energii potencjalnej.

Poniższy diagram przedstawia przemianę reagentów w produkty, wyrażoną w kategoriach energii i zwraca uwagę, że wielkość energii utworzonego aktywowanego kompleksu jest znacznie większa niż energii reagentów i produktów.

Jeżeli pod koniec reakcji produkty mają większą stabilność niż reagenty, następuje uwolnienie energii w postaci ciepła, co daje reakcję egzotermiczną.

Wręcz przeciwnie, jeśli reagenty zapewniają większą stabilność niż produkty, oznacza to, że mieszanina reakcyjna przejawia pochłanianie energii w postaci ciepła z otoczenia, powodując reakcję endotermiczną.

Podobnie, jeśli wystąpi jeden lub drugi przypadek, należy skonstruować diagram, taki jak ten pokazany wcześniej, na którym wykreślona jest energia potencjalna układu, który reaguje na postęp lub postęp reakcji.

W ten sposób uzyskuje się potencjalne zmiany energii, które zachodzą w miarę postępu reakcji, a reagenty są przekształcane w produkty.

Jak to jest obliczane?

Energia aktywacji reakcji chemicznej jest ściśle związana ze stałą szybkości tej reakcji, a zależność tej stałej od temperatury jest reprezentowana przez równanie Arrheniusa:

k = Ae ^{-Ea / RT}

W tym wyrażeniu k reprezentuje stałą szybkości reakcji (która zależy od temperatury), a parametr A nazywany jest współczynnikiem częstotliwości i jest miarą częstotliwości zderzeń między cząsteczkami.

Ze swojej strony e wyraża podstawę szeregu logarytmów naturalnych. Jest ona podnoszona do potęgi równej ujemnemu ilorazowi energii aktywacji (Ea) między wynikowym iloczynem stałej gazowej (R) i temperaturą bezwzględną (T) rozpatrywanego układu.

Należy zauważyć, że współczynnik częstotliwości można uznać za stałą w niektórych układach reakcyjnych w szerokim zakresie temperatur.

To matematyczne wyrażenie zostało pierwotnie przyjęte przez holenderskiego chemika Jacobusa Henricusa van't Hoffa w 1884 roku, ale tym, który nadał mu naukową ważność i zinterpretował jego przesłankę, był szwedzki chemik Svante Arrhenius w 1889 roku.

Obliczanie energii aktywacji reakcji chemicznej

Równanie Arrheniusa określa bezpośrednią proporcjonalność, jaka istnieje między stałą szybkości reakcji a częstotliwością zderzeń między cząsteczkami.

Podobnie, to równanie można przedstawić w wygodniejszy sposób, stosując właściwość logarytmów naturalnych do każdej strony równania, uzyskując:

ln k = ln A - Ea / RT

Kiedy wyrażenia są przestawiane pod względem uzyskania równania prostej (y = mx + b), otrzymujemy następujące wyrażenie:

ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A

Zatem podczas konstruowania wykresu ln k względem 1 / T otrzymujemy prostą, gdzie ln k reprezentuje współrzędną, a (-Ea / R) reprezentuje nachylenie prostej (m), (1 / T) reprezentuje współrzędną x, a ln A reprezentuje punkt przecięcia z osią rzędnych (b).

Jak widać, nachylenie wynikające z tego obliczenia jest równe wartości –Ea / R. Oznacza to, że jeśli chcesz uzyskać wartość energii aktywacji za pomocą tego wyrażenia, musisz przeprowadzić proste wyjaśnienie, w wyniku którego:

Ea = –mR

Tutaj wiemy, że wartość mi R jest stałą równą 8,314 J / K · mol.

Jak energia aktywacji wpływa na szybkość reakcji?

Próbując uzyskać obraz energii aktywacji, można ją postrzegać jako barierę, która nie pozwala na wystąpienie reakcji między cząsteczkami o niższej energii.

Ponieważ w zwykłej reakcji zdarza się, że liczba cząsteczek, które mogą reagować, jest dość duża, prędkość - i równoważnie energia kinetyczna tych cząsteczek - może być bardzo zmienna.

Zwykle zdarza się, że tylko niewielka liczba wszystkich cząsteczek, które ulegają zderzeniu - tych, które mają większą prędkość ruchu - ma wystarczającą energię kinetyczną, aby móc przekroczyć wielkość energii aktywacji. Więc te cząsteczki są dopasowane i mogą być częścią reakcji.

Zgodnie z równaniem Arrheniusa znak ujemny - który poprzedza iloraz energii aktywacji i iloczynu stałej gazu i temperatury bezwzględnej - oznacza, że ​​stała szybkości maleje wraz ze wzrostem energii aktywacji, jak również wzrost, gdy temperatura wzrasta.

Przykłady obliczeń energii aktywacji

Aby obliczyć energię aktywacji poprzez skonstruowanie wykresu, zgodnie z równaniem Arrheniusa, stałe szybkości reakcji rozkładu aldehydu octowego zostały zmierzone w pięciu różnych temperaturach i pożądane jest określenie energii aktywacji dla reakcji, która jest wyrażona jako:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Dane z pięciu pomiarów są następujące:

k (1 / M ^1/2 s): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,343 - 0,789

T (K): 700 - 730 - 760 - 790 - 810

Przede wszystkim, aby rozwiązać tę niewiadomą i wyznaczyć energię aktywacji, należy skonstruować wykres ln k vs 1 / T (y vs x), aby otrzymać prostą i stąd wziąć nachylenie i znaleźć wartość Ea, jak wyjaśniono.

Przekształcając dane pomiarowe, zgodnie z równaniem Arrheniusa, znajdują się następujące wartości odpowiednio dla y i x:

ln k: (-4,51) - (-3,35) - (-2,254) - (-1,070) - (-0,237)

1 / T (K ^-1 ): 1,43 * ^10-3 - 1,37 * ^10-3 - 1,32 * ^10-3 - 1,27 * ^10-3 - 1,23 * ^10-3

Na podstawie tych wartości i poprzez matematyczne obliczenie nachylenia - albo na komputerze, albo w kalkulatorze, używając wyrażenia m = (Y ₂ -Y ₁ ) / (X ₂ -X ₁ ) lub stosując metodę regresji liniowej- otrzymujemy, że m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Zatem:

Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 10 ⁴ K)

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

Aby graficznie określić inne energie aktywacji, przeprowadza się podobną procedurę.

Bibliografia

1. Wikipedia. (sf). Energia aktywacji. Odzyskany z en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemia, wydanie dziewiąte. Meksyk: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (nd). Energia aktywacji. Pobrane z britannica.com
4. Moore, JW i Pearson, RG (1961). Kinetyka i mechanizm. Odzyskany z books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Korozja metali: zasady fizykochemiczne i aktualne problemy. Uzyskane z books.google.co.ve