De kjemisk aktiveringsenergi (sett fra kinetiske studier) refererer til minst mulig mengde energi som kreves for å starte en kjemisk reaksjon. I følge teorien om kollisjoner i kjemisk kinetikk sies det at alle molekyler som er i bevegelse har en viss mengde kinetisk energi.
Dette betyr at jo større bevegelseshastigheten er, desto større er størrelsen på dens kinetiske energi. I denne forstand kan et molekyl som bærer en rask bevegelse ikke deles 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 den kinetiske energien er høy ved begynnelsen av prosessen, vil molekylene som deltar i kollisjonen presentere en så stor vibrasjon at noen av de kjemiske bindingene som er tilstede vil bli brutt..
Denne bindingen av bindinger utgjør det første trinnet i transformasjonen av reaktanter til produkter; det vil si i dannelsen av disse. Tvert imot, hvis den kinetiske energien i begynnelsen av denne prosessen er av liten størrelse, vil det være et fenomen med "rebound" av molekylene, gjennom hvilke de vil bli separert praktisk talt intakt..
Artikkelindeks
Med utgangspunkt i begrepet kollisjoner mellom molekyler for å initiere kjemiske reaksjoner som tidligere er beskrevet, kan det sies at det er en minimal mengde energi som kreves for at en kollisjon skal skje..
Så hvis energiværdien er mindre enn dette nødvendige minimumet, vil det ganske enkelt ikke være noen endring mellom molekylene etter kollisjonen, noe som betyr at når denne energien er fraværende, forblir de involverte artene praktisk talt intakte og det vil ikke skje. på grunn av dette krasj.
I denne idérekkefølgen kalles den minste energien som er nødvendig for at en endring skal skje etter en kollisjon mellom molekyler, aktiveringsenergien..
Med andre ord må molekylene som er involvert i en kollisjon 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 har en ny art som kalles det aktiverte komplekset, en struktur som også kalles "overgangstilstanden" fordi den bare eksisterer midlertidig..
Det er forårsaket av reaktantartene på grunn av kollisjonen og før dannelsen av reaksjonsproduktene.
Det aktiverte komplekset nevnt ovenfor danner en art som har svært lav stabilitet, men som igjen har en stor potensiell energi..
Følgende diagram viser transformasjonen av reaktanter til produkter, uttrykt i form av energi og bemerker at størrelsen på energien til det aktiverte komplekset som dannes er betydelig større enn reaktantene og produktene..
Hvis produktene har større stabilitet enn reaktantstoffene på slutten av reaksjonen, frigjøres energi i form av varme, noe som gir en eksoterm reaksjon..
Tvert imot, hvis reaktantene resulterer i 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 eller det andre tilfellet skjer, bør et diagram som det som er vist tidligere konstrueres, der den potensielle energien til systemet som reagerer mot fremskritt eller fremdrift av reaksjonen er tegnet..
Dermed oppnås de potensielle energiforandringene som oppstår når reaksjonen fortsetter og reaktantene transformeres til produkter..
Aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon er nært beslektet med hastighetskonstanten for nevnte reaksjon, og avhengigheten av denne konstanten med hensyn til temperatur er representert av Arrhenius-ligningen:
k = Ae-Ea / RT
I dette uttrykket k representerer hastighetskonstanten for reaksjonen (som avhenger av temperaturen) og parameteren TIL kalles frekvensfaktoren, og er et mål på frekvensen av kollisjoner mellom molekyler.
For sin del, og uttrykker basen i serien av naturlige logaritmer. Den heves til en kraft som er lik den negative kvotienten til aktiveringsenergien (Ea) mellom produktet som kommer fra gasskonstanten (R) og absolutt temperatur (T) av systemet å vurdere.
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 den vitenskapelig gyldighet og tolket sin forutsetning var den svenske kjemikeren Svante Arrhenius, i 1889.
Arrhenius-ligningen spesifiserer den direkte proporsjonaliteten som eksisterer mellom hastigheten konstant for en reaksjon og frekvensen av kollisjoner mellom molekyler.
På samme måte kan denne ligningen representeres 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
Ved å omorganisere vilkårene når det gjelder å oppnå ligningen til en linje (y = mx + b), oppnås følgende uttrykk:
ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A
Så når man konstruerer en graf av ln k mot 1 / T, oppnås en rett linje, der ln k representerer koordinaten og, (-Ea / R) representerer hellingen til linjen (m), (1 / T) representerer x-koordinaten, og ln A representerer skjæringspunktet med ordinataksen (b).
Som det fremgår, er hellingen som følge 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 av dette, noe som resulterer i:
Ea = -mR
Her er verdien av m kjent og R er en konstant lik 8.314 J / K mol.
Når du prøver å få et bilde av aktiveringsenergien, kan det betraktes som en barriere som ikke tillater at en reaksjon oppstår mellom de lavere energimolekylene..
Som i en vanlig reaksjon hender det at antall molekyler som kan reagere er ganske stort, hastigheten - og tilsvarende, den kinetiske energien til disse molekylene - kan være veldig variabel.
Det hender vanligvis at bare en liten mengde av totaliteten av 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 i form og i stand til å være en del av reaksjonen.
I følge Arrhenius-ligningen innebærer det negative tegnet - som går foran kvotienten mellom aktiveringsenergien og produktet av gasskonstanten og den absolutte temperaturen - at hastighetskonstanten synker når det er en økning i aktiveringsenergien, så vel som en vekst når temperaturen øker.
For å beregne aktiveringsenergien ved å konstruere en graf, i henhold til Arrhenius-ligningen, er hastighetskonstantene for nedbrytningsreaksjonen av acetaldehyd blitt målt ved fem forskjellige temperaturer, og det er ønskelig å bestemme aktiveringsenergien for reaksjonen, som uttrykkes som:
CH3CHO (g) → CH4(g) + CO (g)
Dataene for de fem målingene er som følger:
k (1 / M1/2S): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,334 - 0,789
T (K): 700-730-760-790-810
For det første, for å løse dette ukjente og bestemme aktiveringsenergien, må en graf av ln k vs 1 / T (y vs x) konstrueres for å oppnå en rett linje og herfra ta skråningen og finne verdien av Ea , som forklart.
Transformering av måledata, i henhold til Arrhenius-ligningen [ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A], 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 ved hjelp av den matematiske beregningen av skråningen - enten i en datamaskin eller i en kalkulator, ved hjelp av uttrykket m = (Yto-Y1) / (Xto-X1) eller ved å bruke den lineære regresjonsmetoden - det oppnås at m = -Ea / R = -2,09 * 104 K. Dermed:
Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 104 K)
= 1,74 * 105 = 1,74 * 10to kJ / mol
For å bestemme andre aktiveringsenergier gjennom den grafiske måten, utføres en lignende prosedyre.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.