KEMIALLINEN AKTIVOINTIENERGIA: MISTÄ SE KOOSTUU, LASKENTA - KEMIA - 2026

Energia kemialliseen aktivaatioon (näkökulmasta katsottuna kineettiset tutkimukset) viittaa vähiten tarvittavan energian määrä aloittaa kemiallisen reaktion. Kemiallisen kinetiikan törmäysteorian mukaan kaikilla liikkeessä olevilla molekyyleillä sanotaan olevan tietty määrä kineettistä energiaa.

Tämä tarkoittaa, että mitä suurempi sen liikkeenopeus on, sitä suurempi on sen kineettisen energian suuruus. Tässä mielessä nopeaa liikettä omaavaa molekyyliä ei voida jakaa itsessään fragmenteiksi, joten sen ja toisen molekyylin välillä on tapahduttava törmäys, jotta tapahtuu kemiallinen reaktio.

Kun tämä tapahtuu - kun molekyylien välillä on törmäys - osa niiden kineettisesta energiasta muuttuu värähtelyenergiaksi. Samoin, jos prosessin alussa kineettinen energia on korkea, törmäykseen osallistuvat molekyylit aiheuttavat niin suuren värähtelyn, että osa läsnä olevista kemiallisista sidoksista hajoaa.

Tämä sidosten katkeaminen on ensimmäinen askel reagoivien aineiden muuttamisessa tuotteiksi; toisin sanoen näiden muodostettaessa. Päinvastoin, jos tämän prosessin alussa kineettinen energia on pieni, tapahtuu molekyylien "palautumisen" ilmiö, jonka kautta ne erottuvat käytännössä ehjinä.

Mistä se koostuu?

Alkaen aiemmin kuvattujen molekyylien välisten törmäysten käsitteestä kemiallisten reaktioiden käynnistämiseksi voidaan sanoa, että törmäyksen tapahtumiseen tarvitaan minimimäärä energiaa.

Joten, jos energia-arvo on pienempi kuin tämä välttämätön minimi, molekyylien välillä ei yksinkertaisesti tapahdu muutoksia törmäyksen jälkeen, mikä tarkoittaa, että kun tätä energiaa ei ole, mukana olevat lajit pysyvät käytännössä ehjinä eikä sitä tapahdu. tämän kaatumisen aiheuttamat muutokset.

Tässä ideoiden järjestyksessä minimienergiaa, jota tarvitaan muutoksen tapahtumiseen molekyylien välisen törmäyksen jälkeen, kutsutaan aktivointienergiaksi.

Toisin sanoen törmäykseen osallistuvien molekyylien kineettisen energian kokonaismäärän on oltava yhtä suuri tai suurempi kuin aktivointienergia kemiallisen reaktion tapahtumiseksi.

Samoin monissa tapauksissa molekyylit törmäävät yhteen ja aiheuttavat uuden lajin, jota kutsutaan aktivoiduksi komplekseksi, rakennetta, jota kutsutaan myös "siirtymätilaksi", koska se on olemassa vain väliaikaisesti.

Sitä aiheuttavat reagoivat lajit törmäyksestä ja ennen reaktiotuotteiden muodostumista.

Aktivoitu kompleksi

Edellä mainittu aktivoitu kompleksi muodostaa lajin, jolla on erittäin heikko stabiilisuus, mutta jolla puolestaan ​​on suuri potentiaalienergia.

Seuraava kaavio osoittaa reagenssien muuttumisen tuotteiksi, ilmaistuna energiana ja huomaamalla, että muodostuneen aktivoidun kompleksin energian suuruus on huomattavasti suurempi kuin reagenssien ja tuotteiden.

Jos reaktioiden lopussa tuotteilla on suurempi stabiilisuus kuin reagoivilla aineilla, tapahtuu energian vapautumista lämmön muodossa, jolloin saadaan eksoterminen reaktio.

Päinvastoin, jos reagenssit johtavat suurempaan stabiilisuuteen kuin tuotteet, se tarkoittaa, että reaktioseos ilmentää energian absorptiota lämmön muodossa ympäristöstään, mikä johtaa endotermiseen reaktioon.

Samoin, jos tapahtuu yhtä tai toista tapausta, on rakennettava aikaisemmin esitetyn kaltainen kaavio, jossa piirretään reaktion etenemistä tai etenemistä reagoivan järjestelmän potentiaalinen energia.

Siten saadaan potentiaaliset energian muutokset, jotka tapahtuvat reaktion edetessä ja reagenssien muuttuessa tuotteiksi.

Kuinka se lasketaan?

Kemiallisen reaktion aktivointienergia liittyy läheisesti mainitun reaktion nopeusvakioon, ja tämän vakion riippuvuus lämpötilasta esitetään Arrheniuksen yhtälöllä:

k = Ae- ^{Ea / RT}

Tässä lausekkeessa k edustaa reaktion nopeusvakiaa (joka riippuu lämpötilasta) ja parametria A kutsutaan taajuuskerroimeksi, ja se on molekyylien välisten törmäysten taajuuden mitta.

E puolestaan ​​ilmaisee luonnollisten logaritmisarjojen perustan. Se nostetaan tehoon, joka on yhtä suuri kuin aktivointienergian (Ea) negatiivinen jako tuloksena olevan kaasukonstanssin (R) tuotteen ja tarkasteltavan järjestelmän absoluuttisen lämpötilan (T) välillä.

On huomattava, että taajuuskerrointa voidaan pitää vakiona tietyissä reaktiojärjestelmissä laajalla lämpötila-alueella.

Tämän matemaattisen ilmaisun oletti alun perin hollantilainen kemisti Jacobus Henricus van't Hoff vuonna 1884, mutta se, joka antoi sille tieteellisen pätevyyden ja tulkitsi sen lähtökohdan, oli ruotsalainen kemisti Svante Arrhenius vuonna 1889.

Kemiallisen reaktion aktivointienergian laskeminen

Arrhenius-yhtälö määrittelee suoran suhteellisuuden, joka esiintyy reaktion nopeusvakion ja molekyylien välisten törmäysten taajuuden välillä.

Samoin tämä yhtälö voidaan esittää helpommalla tavalla soveltamalla luonnollisten logaritmien ominaisuus yhtälön kummallekin puolelle, jolloin saadaan:

ln k = ln A - Ea / RT

Kun termit järjestetään uudelleen viivan yhtälön saamiseksi (y = mx + b), saadaan seuraava lauseke:

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

Joten rakennettaessa kuvaajaa ln k suhteessa 1 / T, saadaan suora viiva, jossa ln k edustaa koordinaattia ja (-Ea / R) edustaa viivan kaltevuutta (m), (1 / T) tarkoittaa x-koordinaattia ja ln A edustaa leikkausta ordinaattiakselin (b) kanssa.

Kuten voidaan nähdä, tästä laskelmasta johtuva kaltevuus on yhtä suuri kuin arvo –Ea / R. Tämä tarkoittaa, että jos haluat saada aktivointienergian arvon tämän lausekkeen avulla, sinun on suoritettava yksinkertainen selvennys, joka johtaa:

Ea = –mR

Täällä tiedämme, että m: n arvo ja R on vakio, joka on yhtä suuri kuin 8,314 J / K · mol.

Kuinka aktivointienergia vaikuttaa reaktionopeuteen?

Yritettäessä saada kuvaa aktivointienergiasta, se voidaan nähdä esteenä, joka ei salli reaktion tapahtumista alemman energian molekyylien välillä.

Kuten tavallisessa reaktiossa tapahtuu, että reagoivien molekyylien lukumäärä on melko suuri, nopeus - ja vastaavasti näiden molekyylien kineettinen energia - voi olla hyvin vaihteleva.

Yleensä tapahtuu, että vain pienellä määrällä törmäyksen koettelevien molekyylien kokonaisuudella - sellaisilla, joilla on suurempi liikkeenopeus - on tarpeeksi kineettistä energiaa voidakseen ylittää aktivointienergian suuruuden. Joten nämä molekyylit ovat sopivia ja kykeneviä olemaan osa reaktiota.

Arrhenius-yhtälön mukaan negatiivinen merkki - joka edeltää aktivointienergian ja kaasuvakion tuotteen ja absoluuttisen lämpötilan välistä osuutta - tarkoittaa, että nopeusvakio laskee aktivointienergian lisääntyessä, samoin kuin kasvu lämpötilan noustessa.

Esimerkkejä aktivointienergian laskennasta

Aktivointienergian laskemiseksi rakentamalla kuvaaja Arrhenius-yhtälön mukaan asetaldehydin hajoamisreaktion nopeusvakiot on mitattu viidessä eri lämpötilassa ja on toivottavaa määrittää aktivointienergia reaktiolle, joka ilmaistaan:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Viiden mittauksen tiedot ovat seuraavat:

k (1 / M ^1/2 s): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,333 - 0,789

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

Ensinnäkin tämän tuntemattoman ratkaisemiseksi ja aktivointienergian määrittämiseksi on rakennettava kuvaaja ln k vs. 1 / T (y vs x), jotta saadaan suora viiva ja otetaan tästä kaltevuus ja saadaan Ea: n arvo, kuten selitettiin.

Muuntamalla mittaustiedot Arrhenius-yhtälön mukaan, y: lle ja x: lle saadaan seuraavat arvot:

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

Näistä arvoista ja kaltevuuden matemaattisen laskennan avulla - joko tietokoneella tai laskimella, käyttämällä lauseketta m = (Y _2- Y ₁) / (X _2- X ₁) tai käyttämällä lineaarista regressiomenetelmää - saadaan, että m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Näin:

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

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

Muiden aktivointienergioiden määrittämiseksi graafisesti suoritetaan samanlainen toimenpide.

Viitteet

1. Wikipedia. (SF). Aktivointienergia. Palautettu osoitteesta en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemia, yhdeksäs painos. Meksiko: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (toinen). Aktivointienergia. Haettu osoitteesta britannica.com
4. Moore, JW ja Pearson, RG (1961). Kinetiikka ja mekanismi. Palautettu osoitteesta books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Metallien korroosio: Fysikaalis-kemialliset periaatteet ja nykyiset ongelmat. Saatu osoitteesta books.google.co.ve