Det kemisk aktiveringsenergi (set fra kinetiske studier) refererer til den mindst mulige 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 hastigheden på dens bevægelse er, desto større er dens kinetiske energi. I denne forstand kan et molekyle, der bærer en hurtig bevægelse, ikke opdeles i fragmenter i sig selv, så der skal forekomme en kollision mellem det og et andet molekyle for at en kemisk reaktion skal 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 de molekyler, der deltager i kollisionen, udvise en så stor vibration, at nogle af de tilstedeværende kemiske bindinger vil blive brudt..
Denne afbrydelse af 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 med "rebound" af molekylerne, hvorigennem de adskilles praktisk talt intakte..
Artikelindeks
Med udgangspunkt i begrebet kollisioner mellem molekyler for at igangsætte kemiske reaktioner, der tidligere er beskrevet, kan det siges, at der er en minimal mængde energi, der kræves, for at en kollision kan forekomme..
Så hvis energiværdien 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 talt intakte, og det vil ikke ske. Nogen ændring. på grund af dette nedbrud.
I denne rækkefølge af ideer kaldes den minimale energi, der er nødvendig for at en ændring skal ske efter en kollision mellem molekyler, aktiveringsenergien..
Med andre ord skal molekylerne, der er involveret i en kollision, have en samlet mængde kinetisk energi lig med eller større end aktiveringsenergien for at en kemisk reaktion skal forekomme..
Ligeledes kolliderer molekylerne i mange tilfælde og stammer fra en ny art kaldet det aktiverede kompleks, en struktur, der også kaldes "overgangstilstand", fordi den kun eksisterer midlertidigt..
Det er forårsaget af den reaktante art på grund af kollisionen og inden dannelsen af reaktionsprodukterne.
Det ovenfor nævnte aktiverede kompleks danner en art, der har meget lav stabilitet, men som igen har en stor potentiel energi..
Det følgende diagram viser transformationen af reaktanter til produkter udtrykt i form af energi og bemærker, at størrelsen af energien af det dannede aktiverede kompleks er betydeligt større end reaktanterne og produkterne..
Hvis produkterne i slutningen af reaktionen har større stabilitet end de reaktante stoffer, frigøres energi i form af varme, hvilket giver en exoterm reaktion..
Tværtimod, hvis reaktanterne resulterer i en større stabilitet end produkterne, betyder det, at reaktionsblandingen manifesterer en absorption af energi i form af varme fra omgivelserne, hvilket resulterer i en endoterm reaktion..
På samme måde, hvis det ene eller det andet tilfælde sker, skal der konstrueres et diagram som det tidligere viste, hvor den potentielle energi i systemet, der reagerer mod reaktionens fremskridt eller fremskridt, er tegnet..
Således opnås de potentielle energiforandringer, der opstår, når reaktionen forløber, og reaktanterne omdannes til produkter..
Aktiveringsenergien for 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 k repræsenterer hastighedskonstanten for reaktionen (som afhænger af temperaturen) og parameteren TIL kaldes frekvensfaktoren og er et mål for hyppigheden af kollisioner mellem molekyler.
For hans del, og udtrykker basen for rækken af naturlige logaritmer. Det hæves til en effekt svarende til den negative kvotient for aktiveringsenergien (Ea) mellem produktet, der stammer fra gaskonstanten (R) og absolut temperatur (T) af systemet, der skal overvejes.
Det skal bemærkes, at frekvensfaktoren kan betragtes som en konstant i visse reaktionssystemer over et bredt temperaturområde..
Dette matematiske udtryk skulle oprindeligt antages af den hollandske kemiker Jacobus Henricus van't Hoff i 1884, men den der gav det videnskabelig gyldighed og fortolket dets forudsætning var den svenske kemiker Svante Arrhenius i 1889.
Arrhenius-ligningen specificerer den direkte proportionalitet, der eksisterer mellem hastigheden konstant 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 og opnå:
ln k = ln A - Ea / RT
Ved at omarrangere termerne 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 der konstrueres en graf for ln k mod 1 / T, opnås en lige linje, hvor ln k repræsenterer koordinaten, og (-Ea / R) repræsenterer hældningen af linjen (m), (1 / T) repræsenterer x-koordinaten, og ln A repræsenterer skæringspunktet med ordinataksen (b).
Som det kan ses, er hældningen, der er resultatet 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 simpel afklaring af dette, hvilket resulterer i:
Ea = -mR
Her er værdien af m kendt, og R er en konstant lig med 8,314 J / K mol.
Når vi forsøger at få et billede af aktiveringsenergien, kan det betragtes 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 ækvivalent den kinetiske energi af disse molekyler - kan være meget variabel.
Det sker generelt, at kun en lille mængde af de samlede molekyler, der oplever en kollision - dem, der har en større bevægelseshastighed - har tilstrækkelig kinetisk energi til at kunne overstige aktiveringsenergiens størrelse. Så disse molekyler er fit og i stand til at være en del af reaktionen.
Ifølge Arrhenius-ligningen betyder det negative tegn - der går forud for kvotienten mellem aktiveringsenergien og produktet af gaskonstanten og den absolutte temperatur - at hastighedskonstanten falder, da der er en stigning i aktiveringsenergien såvel som en vækst, når temperaturen stiger.
For at beregne aktiveringsenergien ved at konstruere en graf ifølge Arrhenius-ligningen er hastighedskonstanterne for nedbrydningsreaktionen af acetaldehyd blevet målt ved fem forskellige temperaturer, og det ønskes at bestemme aktiveringsenergien for reaktionen, som udtrykkes som:
CH3CHO (g) → CH4(g) + CO (g)
Dataene for de fem målinger 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 skal en graf for ln k vs 1 / T (y vs x) konstrueres for at løse dette ukendte og bestemme aktiveringsenergien for at opnå en lige linje og herfra tage skråningen og finde værdien af Ea som forklaret.
Ved at transformere måledataene i henhold til Arrhenius-ligningen [ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A] findes følgende værdier for henholdsvis y og x:
ln k: (-4,51) - (-3,35) - (-2,254) - (-1,070) - (-0,237)
1 / T (K-11,43 * 10-3 - 1,37 * 10-3 - 1,32 * 10-3 - 1,27 * 10-3 - 1,23 * 10-3
Fra disse værdier og ved hjælp af den matematiske beregning af hældningen - enten i en computer eller i en lommeregner ved hjælp af udtrykket m = (Yto-Y1) / (Xto-x1) eller ved anvendelse af den lineære regressionsmetode - opnås det, at m = -Ea / R = -2,09 * 104 K. Således:
Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 104 K)
= 1,74 * 105 = 1,74 * 10to kJ / mol
For at bestemme andre aktiveringsenergier gennem den grafiske måde udføres en lignende procedure.
Endnu ingen kommentarer