KEMISK AKTIVERINGSENERGI: HVAD DEN BESTÅR AF, BEREGNING - KEMI - 2025

Den energi af kemisk aktivering (fra synspunktet af kinetiske undersøgelser) betegner den mindste mængde energi, der kræves for at starte en kemisk reaktion. Ifølge teorien om kollisioner i kemisk kinetik siges alle molekyler, der er i bevægelse, at have en vis mængde kinetisk energi.

Dette betyder, at jo større bevægelseshastigheden er, jo større er dens kinetiske energi. I denne forstand kan et molekyle, der bærer en hurtig bevægelse, ikke opdeles i fragmenter af sig selv, så der skal forekomme en kollision mellem det og et andet molekyle for at en kemisk reaktion kan finde sted.

Når dette sker - når der er en kollision mellem molekylerne - omdannes en brøkdel af deres kinetiske energi til vibrationsenergi. Ligeledes, hvis den kinetiske energi i starten af ​​processen er høj, vil molekylerne, der deltager i kollisionen, præsentere en så stor vibration, at nogle af de kemiske bindinger, der er til stede, vil blive brudt.

Denne brud på bindinger udgør det første trin i omdannelsen af ​​reaktanter til produkter; det vil sige i dannelsen af ​​disse. Tværtimod, hvis den kinetiske energi i begyndelsen af ​​denne proces er af lille størrelse, vil der være et fænomen "rebound" af molekylerne, gennem hvilke de vil adskille praktisk talt intakt.

Hvad består det af?

Med udgangspunkt i begrebet kollisioner mellem molekyler for at indlede kemiske reaktioner, der tidligere er beskrevet, kan det siges, at der er en minimumsmængde energi, der kræves for, at en kollision kan finde sted.

Så hvis energiverdien er mindre end dette nødvendige minimum, vil der simpelthen ikke være nogen ændring mellem molekylerne efter kollisionen, hvilket betyder, at når denne energi er fraværende, forbliver de involverede arter praktisk taget intakte, og det vil ikke ske. enhver ændring på grund af dette nedbrud.

I denne idérækkefølge kaldes den minimale energi, der er nødvendig for en ændring, der skal ske efter en kollision mellem molekyler, aktiveringsenergi.

Med andre ord, molekylerne, der er involveret i en kollision, skal have en samlet mængde kinetisk energi, der er lig med eller større end aktiveringsenergien for, at der kan ske en kemisk reaktion.

Ligeledes kolliderer molekylerne i mange tilfælde og giver anledning til en ny art kaldet det aktiverede kompleks, en struktur, der også kaldes "overgangstilstand", fordi den kun findes midlertidigt.

Det er forårsaget af de reagerende arter på grund af kollisionen og inden dannelsen af ​​reaktionsprodukterne.

Aktiveret kompleks

Det aktiverede kompleks, der er nævnt ovenfor, danner en art, der har meget lav stabilitet, men som igen har en stor styrke af potentiel energi.

Det følgende diagram viser omdannelsen af ​​reaktanter til produkter, udtrykt i form af energi og bemærker, at størrelsen af ​​energien i det aktiverede kompleks, der dannes, er væsentligt større end reaktanterne og produkternes.

Hvis produkterne ved reaktionens afslutning har en større stabilitet end de reaktante stoffer, sker frigørelsen af ​​energi i form af varme, hvilket giver en eksoterm reaktion.

Tværtimod, hvis reaktanterne resulterer i en stabilitet med større størrelse end produkterne, betyder det, at reaktionsblandingen manifesterer en absorption af energi i form af varme fra dens omgivelser, hvilket resulterer i en endoterm reaktion.

Ligeledes skal det ene eller det andet tilfælde konstrueres et diagram som det tidligere vist, hvor den potentielle energi i systemet, der reagerer mod reaktionens fremskridt eller fremskridt, er afbildet.

Således opnås de potentielle energiændringer, der forekommer, når reaktionen fortsætter, og reaktanterne omdannes til produkter.

Hvordan beregnes det?

Aktiveringsenergien i en kemisk reaktion er tæt forbundet med reaktionens hastighedskonstant, og afhængigheden af ​​denne konstant med hensyn til temperatur er repræsenteret af Arrhenius-ligningen:

k = Ae ^{-Ea / RT}

I dette udtryk repræsenterer k reaktionens hastighedskonstant (som afhænger af temperaturen) og parameter A kaldes frekvensfaktoren og er et mål for frekvensen af ​​kollisionerne mellem molekyler.

På sin side udtrykker e basen i serien med naturlige logaritmer. Det hæves til en effekt, der svarer til den negative kvotient af aktiveringsenergien (Ea) mellem det resulterende produkt af gaskonstanten (R) og den absolutte temperatur (T) i det system, der skal overvejes.

Det skal bemærkes, at frekvensfaktoren kan betragtes som en konstant i visse reaktionssystemer over et bredt temperaturområde.

Dette matematiske udtryk blev oprindeligt antaget af den hollandske kemiker Jacobus Henricus van't Hoff i 1884, men den, der gav den videnskabelig gyldighed og fortolkede dens forudsætning, var den svenske kemiker Svante Arrhenius i 1889.

Beregning af aktiveringsenergien for en kemisk reaktion

Arrhenius-ligningen specificerer den direkte proportionalitet, der findes mellem hastighedskonstanten for en reaktion og hyppigheden af ​​kollisioner mellem molekyler.

Ligeledes kan denne ligning repræsenteres på en mere bekvem måde ved at anvende egenskaben af ​​naturlige logaritmer på hver side af ligningen ved at opnå:

l k = ln A - Ea / RT

Når udtrykkene er omarrangeret med hensyn til at opnå ligningen af ​​en linje (y = mx + b), opnås følgende udtryk:

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

Så når man konstruerer en graf over ln k mod 1 / T, opnås en lige linje, hvor ln k repræsenterer koordinaten, og (-Ea / R) repræsenterer hældningen for linjen (m), (1 / T) repræsenterer x-koordinaten, og ln A repræsenterer afskæringen med ordinataksen (b).

Som det kan ses, er hældningen, der følger af denne beregning, lig med værdien af ​​–Ea / R. Dette indebærer, at hvis du ønsker at opnå værdien af ​​aktiveringsenergien ved hjælp af dette udtryk, skal du udføre en enkel afklaring, hvilket resulterer i:

Ea = –mR

Her ved vi, at værdien af ​​m, og R er en konstant lig med 8.314 J / K · mol.

Hvordan påvirker aktiveringsenergien reaktionshastigheden?

Når man prøver at få et billede af aktiveringsenergien, kan det ses som en barriere, der ikke tillader en reaktion mellem de lavere energimolekyler.

Som i en almindelig reaktion sker det, at antallet af molekyler, der kan reagere, er ret stort, hastigheden - og tilsvarende den kinetiske energi i disse molekyler - kan være meget variabel.

Generelt sker det, at kun et lille antal af alle molekyler, der oplever en kollision - dem, der har en større bevægelseshastighed - har nok kinetisk energi til at kunne overskride størrelsen på aktiveringsenergien. Så disse molekyler er fit og i stand til at være en del af reaktionen.

I henhold til Arrhenius-ligningen betyder det negative tegn, som går foran kvoten mellem aktiveringsenergien og produktet fra gaskonstanten og den absolutte temperatur, at hastighedskonstanten falder, da der er en stigning i aktiveringsenergien, samt en vækst, når temperaturen stiger.

Eksempler på beregning af aktiveringsenergi

For at beregne aktiveringsenergien ved at konstruere en graf i henhold til Arrhenius-ligningen er hastighedskonstanterne for nedbrydningsreaktionen af ​​acetaldehyd målt ved fem forskellige temperaturer, og det ønskes at bestemme aktiveringsenergien for reaktionen, der udtrykkes som:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Dataene for de fem målinger 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

Først og fremmest, for at løse dette ukendte og bestemme aktiveringsenergien, skal en graf af ln k vs 1 / T (y vs x) konstrueres, for at opnå en lige linje og herfra tage skråningen og finde værdien af ​​Ea, som forklaret.

Transformering af måledataene ifølge Arrhenius-ligningen findes følgende værdier 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 værdier og gennem den matematiske beregning af skråningen - enten på en computer eller en lommeregner ved hjælp af udtrykket m = (Y _2- Y ₁) / (X ₂ -X ₁) eller ved hjælp af den lineære regressionsmetode- vi opnår at m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Således:

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

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

For at bestemme andre aktiveringsenergier grafisk udføres en lignende procedure.

Referencer

1. Wikipedia. (Sf). Aktiveringsenergi. Gendannet fra en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemi, niende udgave. Mexico: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (nd). Aktiveringsenergi. Hentet fra britannica.com
4. Moore, JW og Pearson, RG (1961). Kinetik og mekanisme. Gendannes fra books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Korrosion af metaller: Fysisk-kemiske principper og aktuelle problemer. Erhvervet fra books.google.co.ve