KJEMISK AKTIVERINGSENERGI: HVA DEN BESTÅR AV, BEREGNING - KJEMI - 2026

Den energi av kjemisk aktivering (fra det synspunkt av kinetiske undersøkelser) refererer til den minste mengden energi som kreves for å starte en kjemisk reaksjon. I følge teorien om kollisjoner i kjemisk kinetikk, sies alle molekyler som er i bevegelse å ha en viss mengde kinetisk energi.

Dette betyr at jo større hastigheten på bevegelsen er, jo større er kinetisk energi. I denne forstand kan et molekyl som fører en rask bevegelse ikke deles opp i fragmenter av seg selv, så det må oppstå en kollisjon mellom det og et annet molekyl for at en kjemisk reaksjon skal finne sted.

Når dette skjer - når det er en kollisjon mellom molekylene - blir en brøkdel av deres kinetiske energi transformert til vibrasjonsenergi. På samme måte, hvis i begynnelsen av prosessen den kinetiske energien er høy, vil molekylene som deltar i kollisjonen presentere en så stor vibrasjon at noen av de kjemiske bindinger som er til stede vil bli ødelagt.

Denne brudd på bindinger utgjør det første trinnet i transformasjonen av reaktanter til produkter; det vil si i dannelsen av disse. Tvert imot, hvis i begynnelsen av denne prosessen den kinetiske energien er av liten størrelse, vil det være et fenomen med "rebound" av molekylene, gjennom hvilke de vil skille praktisk talt intakt.

Hva består den av?

Med utgangspunkt i begrepet kollisjoner mellom molekyler for å sette i gang kjemiske reaksjoner som tidligere er beskrevet, kan det sies at det er en minimumsmengde energi som kreves for at en kollisjon skal kunne oppstå.

Så hvis energiverdien er mindre enn dette nødvendige minimum, vil det rett og slett ikke være noen endring mellom molekylene etter at kollisjonen har funnet sted, noe som betyr at når denne energien er fraværende, forblir de involverte artene praktisk talt intakte og det vil ikke skje. enhver endring på grunn av dette krasjet.

I denne ideenes rekkefølge kalles den minste energien som er nødvendig for at en endring skal skje etter en kollisjon mellom molekyler, aktiveringsenergi.

Med andre ord, molekylene som er involvert i en kollisjon, må ha en total mengde kinetisk energi som er lik eller større enn aktiveringsenergien for at en kjemisk reaksjon skal skje.

På samme måte kolliderer molekylene i mange tilfeller og gir opphav til en ny art som kalles det aktiverte komplekset, en struktur som også kalles "overgangstilstanden" fordi den bare eksisterer midlertidig.

Det er forårsaket av de reagerende artene på grunn av kollisjonen og før dannelsen av reaksjonsproduktene.

Aktivert kompleks

Det nevnte aktiverte komplekset danner en art som har veldig lav stabilitet, men som igjen har en stor potensialenergi.

Det følgende diagram viser transformasjonen av reaktanter til produkter, uttrykt i form av energi og bemerker at størrelsen på energien til det aktiverte komplekset som er dannet er betydelig større enn for reaktantene og produktene.

Hvis produktene ved reaksjonens slutt har større stabilitet enn reaktantstoffene, skjer frigjøring av energi i form av varme, noe som gir en eksoterm reaksjon.

Tvert imot, hvis reaktantene gir en større stabilitet enn produktene, betyr det at reaksjonsblandingen manifesterer en absorpsjon av energi i form av varme fra omgivelsene, noe som resulterer i en endoterm reaksjon.

På samme måte, hvis det ene tilfellet eller det andre oppstår, må et diagram som det som er vist tidligere konstrueres, der den potensielle energien til systemet som reagerer mot reaksjonens fremskritt eller fremdrift er plottet.

Dermed oppnås potensielle energiforandringer som oppstår når reaksjonen fortsetter og reaktantene blir transformert til produkter.

Hvordan beregnes det?

Aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon er nært beslektet med reaksjonens hastighetskonstant, og avhengigheten av denne konstanten med hensyn til temperatur er representert av Arrhenius-ligningen:

k = Ae ^{-Ea / RT}

I dette uttrykket representerer k reaksjonens hastighetskonstant (som avhenger av temperaturen) og parameteren A kalles frekvensfaktoren, og er et mål for frekvensen av kollisjonene mellom molekyler.

På sin side uttrykker e basen for serien med naturlige logaritmer. Det heves til en effekt som tilsvarer den negative kvotienten av aktiveringsenergien (Ea) mellom produktet som er et resultat av gasskonstanten (R) og den absolutte temperaturen (T) til systemet som skal vurderes.

Det skal bemerkes at frekvensfaktoren kan betraktes som en konstant i visse reaksjonssystemer over et bredt temperaturområde.

Dette matematiske uttrykket ble opprinnelig antatt av den nederlandske kjemikeren Jacobus Henricus van't Hoff i 1884, men den som ga det vitenskapelig gyldighet og tolket forutsetningen var den svenske kjemikeren Svante Arrhenius, i 1889.

Beregning av aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon

Arrhenius-ligningen spesifiserer den direkte proporsjonaliteten som eksisterer mellom hastighetskonstanten for en reaksjon og frekvensen av kollisjoner mellom molekyler.

På samme måte kan denne ligningen bli representert på en mer praktisk måte ved å bruke egenskapen til naturlige logaritmer på hver side av ligningen, og oppnå:

ln k = ln A - Ea / RT

Når begrepene er omorganisert når det gjelder å oppnå ligningen for en linje (y = mx + b), oppnås følgende uttrykk:

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

Så når du konstruerer en graf på ln k mot 1 / T, oppnås en rett linje, hvor ln k representerer koordinaten og, (-Ea / R) representerer helningen på linjen (m), (1 / T) representerer x-koordinaten, og ln A representerer avskjæringen med ordinataksen (b).

Som det fremgår, er skråningen som følger av denne beregningen lik verdien av –Ea / R. Dette innebærer at hvis du ønsker å oppnå verdien av aktiveringsenergien ved hjelp av dette uttrykket, må du utføre en enkel avklaring, noe som resulterer i:

Ea = –mR

Her vet vi at verdien av m og R er en konstant lik 8.314 J / K · mol.

Hvordan påvirker aktiveringsenergien reaksjonshastigheten?

Når du prøver å få et bilde av aktiveringsenergien, kan det sees på som en barriere som ikke tillater en reaksjon mellom molekylene med lavere energi.

Som i en vanlig reaksjon hender det at antall molekyler som kan reagere er ganske stort, hastigheten - og i likhet med den kinetiske energien til disse molekylene - kan være veldig variabel.

Generelt hender det at bare et lite antall av alle molekylene som opplever en kollisjon - de som har større bevegelseshastighet - har nok kinetisk energi til å kunne overstige størrelsen på aktiveringsenergien. Så disse molekylene er passe og kan være en del av reaksjonen.

I følge Arrhenius-ligningen innebærer det negative tegnet - som går foran kvotienten mellom aktiveringsenergien og produktet fra gasskonstanten og den absolutte temperaturen - at hastighetskonstanten avtar når det er en økning i aktiveringsenergien, samt en vekst når temperaturen øker.

Eksempler på beregning av aktiveringsenergi

For å beregne aktiveringsenergien ved å konstruere en graf, i følge Arrhenius-ligningen, er hastighetskonstantene for nedbrytningsreaksjonen av acetaldehyd målt ved fem forskjellige temperaturer, og det er ønsket å bestemme aktiveringsenergien for reaksjonen, som uttrykkes som:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Dataene for de fem målingene er som følger:

k (1 / M ^1/2 s): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,343 - 0,779

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

For det første, for å løse dette ukjente og bestemme aktiveringsenergien, må en graf over ln k vs 1 / T (y vs x) konstrueres, for å få en rett linje og herfra ta skråningen og finne verdien av Ea, som forklart.

Transformering av måledata, i henhold til Arrhenius-ligningen, er følgende verdier funnet for henholdsvis y og 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

Fra disse verdiene og gjennom den matematiske beregningen av skråningen - enten på en datamaskin eller en kalkulator, ved å bruke uttrykket m = (Y _2- Y ₁ ) / (X ₂ -X ₁ ) eller ved å bruke den lineære regresjonsmetoden- vi oppnår at m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Dermed:

Ea = (8.314 J / K mol) (2,09 * 10 ⁴ K)

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

For å bestemme andre aktiveringsenergier grafisk utføres en lignende prosedyre.

referanser

1. Wikipedia. (SF). Aktiveringsenergi. Gjenopprettet fra en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kjemi, niende utgave. Mexico: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (nd). Aktiveringsenergi. Hentet fra britannica.com
4. Moore, JW og Pearson, RG (1961). Kinetikk og mekanisme. Gjenopprettet fra books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Korrosjon av metaller: Fysisk-kjemiske prinsipper og aktuelle problemer. Mottatt fra books.google.co.ve