- Iš ko tai susideda?
- Aktyvuotas kompleksas
- Kaip jis apskaičiuojamas?
- Cheminės reakcijos aktyvacijos energijos apskaičiavimas
- Kaip aktyvacijos energija veikia reakcijos greitį?
- Aktyvinimo energijos skaičiavimo pavyzdžiai
- Nuorodos
Cheminės reakcijos aktyvacijos energija (nuo Atsižvelgiant kinetikos tyrimų taško) nurodo mažiausią energijos kiekį, reikalingą pradėti cheminę reakciją. Remiantis cheminės kinetikos susidūrimo teorija, visos judančios molekulės turi tam tikrą kinetinės energijos kiekį.
Tai reiškia, kad kuo didesnis jo judėjimo greitis, tuo didesnė jo kinetinė energija. Šia prasme greito judėjimo molekulė savaime negali būti padalinta į fragmentus, todėl, norint įvykti cheminei reakcijai, ji turi įvykti su kita molekule.
Kai tai įvyksta - kai įvyksta molekulių susidūrimas, dalis jų kinetinės energijos virsta vibracijos energija. Taip pat, jei proceso pradžioje kinetinė energija yra aukšta, susidūrime dalyvaujančios molekulės sukels tokią didelę vibraciją, kad kai kurios esančios cheminės jungtys bus suardytos.
Šis jungčių suskaidymas yra pirmasis reagentų pavertimo produktais žingsnis; tai yra formuojant šias. Priešingai, jei šio proceso pradžioje kinetinė energija yra nedidelio masto, įvyks molekulių „atsigavimo“ reiškinys, per kurį jos atsiskirs praktiškai nepažeistos.
Iš ko tai susideda?
Pradėjus nuo anksčiau aprašytų molekulių susidūrimų, kad būtų galima inicijuoti chemines reakcijas, galima pasakyti, kad susidūrimui būtinas minimalus energijos kiekis.
Taigi, jei energetinė vertė yra mažesnė už šį būtiną minimumą, įvykus susidūrimui molekulės tiesiog nepakis, o tai reiškia, kad kai šios energijos nėra, dalyvaujančios rūšys išlieka nepažeistos ir tai neįvyks. bet kokie pakeitimai dėl šios avarijos.
Šioje idėjų eilėje minimali energija, reikalinga pokyčiams įvykti susidūrus tarp molekulių, vadinama aktyvacijos energija.
Kitaip tariant, susidūrime dalyvaujančių molekulių bendras kinetinės energijos kiekis turi būti lygus arba didesnis už aktyvacijos energiją, kad vyktų cheminė reakcija.
Be to, daugeliu atvejų molekulės susiduria ir atsiranda nauja rūšis, vadinama aktyvuotu kompleksu, struktūra, kuri taip pat vadinama „pereinamąja būsena“, nes ji egzistuoja tik laikinai.
Jį sukelia reaguojančios rūšys dėl susidūrimo ir prieš susidarant reakcijos produktams.
Aktyvuotas kompleksas
Minėtas aktyvuotas kompleksas sudaro labai mažo stabilumo rūšis, kurios, savo ruožtu, turi didelę potencialią energiją.
Ši schema parodo reagentų virsmą produktais, išreikštą energija, ir pažymint, kad susidariusio aktyvuoto komplekso energijos dydis yra žymiai didesnis nei reagentų ir produktų.
Jei reakcijos pabaigoje produktai turi didesnį stabilumą nei reaguojančiosios medžiagos, energija išsiskiria šilumos pavidalu, sukeldama egzoterminę reakciją.
Priešingai, jei reaktyviųjų medžiagų stabilumas yra didesnis nei produktų, tai reiškia, kad reakcijos mišinys absorbuoja šilumą iš savo aplinkos energijos, sukeldamas endoterminę reakciją.
Panašiai, jei įvyksta vienas ar kitas atvejis, turi būti sudaryta tokia schema, kaip parodyta anksčiau, kurioje nubraižoma sistemos, reaguojančios prieš reakcijos progresą ar eigą, potenciali energija.
Taigi gaunami galimi energijos pokyčiai, kurie vyksta vykstant reakcijai ir reagentus paverčiant produktais.
Kaip jis apskaičiuojamas?
Cheminės reakcijos aktyvacijos energija yra glaudžiai susijusi su minėtos reakcijos greičio konstanta, o šios konstantos priklausomybė nuo temperatūros pavaizduota Arrhenijaus lygtimi:
k = Ae -Ea / RT
Šia išraiška k žymi reakcijos greičio konstantą (kuri priklauso nuo temperatūros), o parametras A yra vadinamas dažnio koeficientu ir yra molekulių susidūrimų dažnio matas.
Savo ruožtu e išreiškia natūralių logaritmų serijos pagrindą. Jis padidinamas iki galios, lygios aktyvinimo energijos (Ea) neigiamajam santykiui tarp gautos dujų konstantos (R) ir absoliučios sistemos (T), į kurią reikia atsižvelgti, produkto.
Reikėtų pažymėti, kad dažnio koeficientas tam tikrose reakcijų sistemose gali būti laikomas pastoviu plačiame temperatūrų diapazone.
Šią matematinę išraišką iš pradžių manė 1884 m. Olandų chemikas Jokūbas Henricus van't Hoffas, tačiau 1889 m. Švedijos chemikas Svante Arrhenius pateikė mokslinį pagrįstumą ir aiškino jos prielaidą.
Cheminės reakcijos aktyvacijos energijos apskaičiavimas
Arrhenijaus lygtis nurodo tiesioginį proporcingumą, esantį tarp reakcijos greičio konstantos ir molekulių susidūrimo dažnio.
Panašiai šią lygtį galima pavaizduoti patogiau, pritaikant natūraliųjų logaritmų savybes kiekvienoje lygties pusėje, gaunant:
ln k = ln A - Ea / RT
Kai terminai pertvarkomi taip, kad būtų gaunama tiesės lygtis (y = mx + b), gaunama tokia išraiška:
ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A
Taigi, sudarant ln k grafiką 1 / T, gaunama tiesė, kurioje ln k žymi koordinatę ir (-Ea / R) žymi linijos nuolydį (m), (1 / T). žymi x koordinatę, o ln A žymi pertraukimą su ordinarine ašimi (b).
Kaip matyti, atlikus šį apskaičiavimą nuolydis yra lygus –Ea / R reikšmei. Tai reiškia, kad jei norite gauti aktyvacijos energijos vertę šia išraiška, turite atlikti paprastą paaiškinimą, kurio rezultatas:
Ea = –mR
Čia mes žinome, kad m ir R vertė yra konstanta lygi 8,314 J / K · mol.
Kaip aktyvacijos energija veikia reakcijos greitį?
Bandant susidaryti aktyvacijos energijos vaizdą, ji gali būti vertinama kaip barjeras, neleidžiantis įvykti reakcijai tarp žemesnės energijos molekulių.
Kaip įprastoje reakcijoje, atsitinka taip, kad molekulių, galinčių reaguoti, skaičius yra gana didelis, greitis ir lygiavertė kinetinė šių molekulių energija gali būti labai skirtingi.
Paprastai atsitinka, kad tik nedaugelis visų susidūrimų molekulių - tų, kurios turi didesnį judėjimo greitį - turi pakankamai kinetinės energijos, kad galėtų viršyti aktyvacijos energijos dydį. Taigi šios molekulės yra tinkamos ir gali būti reakcijos dalis.
Pagal Arrhenijaus lygtį, neigiamas ženklas, kuris yra prieš aktyvacijos energijos ir dujų konstantos sandaugos ir absoliučiosios temperatūros santykį, reiškia, kad greičio konstanta mažėja, nes didėja aktyvacijos energija, taip pat augimas, kai temperatūra pakyla.
Aktyvinimo energijos skaičiavimo pavyzdžiai
Aktyvacijos energijai apskaičiuoti sudarant grafiką pagal Arrhenijaus lygtį buvo išmatuotos acetaldehido skilimo reakcijos greičio konstantos penkiose skirtingose temperatūrose ir norima nustatyti aktyvacijos energiją. reakcijai, kuri išreiškiama:
CH 3 CHO (g) → CH 4 (g) + CO (g)
Penkių matavimų duomenys yra šie:
k (1 / M 1/2 s): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,333 - 0,789
T (K): 700–730–760–790–810
Pirmiausia, norint išspręsti šį nežinomą ir nustatyti aktyvacijos energiją, reikia sudaryti ln k vs 1 / T (y vs x) grafiką, kad būtų gauta tiesė ir iš čia paimkite nuolydį ir raskite Ea vertę, kaip paaiškinta.
Pakeitus matavimo duomenis pagal Arrhenijaus lygtį, nustatomos šios y ir x vertės:
ln: (-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
Remiantis šiomis vertėmis ir atliekant matematinį nuolydžio apskaičiavimą - tiek kompiuteryje, tiek skaičiuotuve, naudojant išraišką m = (Y 2 -Y 1 ) / (X 2- X 1 ) arba naudojant tiesinės regresijos metodą - gauname, kad m = -Ea / R = -2,09 * 10 4 K. Taigi:
Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 10 4 K)
= 1,74 * 10 5 = 1,74 * 10 2 kJ / mol
Norint grafiškai nustatyti kitas įjungimo energijas, atliekama panaši procedūra.
Nuorodos
- Vikipedija. (sf). Aktyvinimo energija. Atkurta iš en.wikipedia.org
- Changas, R. (2007). Chemija, devintas leidimas. Meksika: McGraw-Hill.
- Britannica, E. (nd). Suaktyvinimo energija. Gauta iš britannica.com
- Moore, JW ir Pearson, RG (1961). Kinetika ir mechanizmas. Atkurta iš knygų.google.co.ve
- Kaesche, H. (2003). Metalų korozija: fizikiniai ir cheminiai principai ir dabartinės problemos. Gauta iš books.google.co.ve