ĶĪMISKĀS AKTIVIZĀCIJAS ENERĢIJA: NO KĀ TĀ SASTĀV, APRĒĶINS - ĶĪMIJA - 2025

Ķīmiskās aktivācijas enerģija (no viedokļa kinētikas pētījumos), attiecas uz vismazāko enerģijas, kas nepieciešama, lai sāktu ķīmisko reakciju. Saskaņā ar ķīmiskās kinētikas sadursmju teoriju tiek apgalvots, ka visām molekulām, kas atrodas kustībā, ir noteikts kinētiskās enerģijas daudzums.

Tas nozīmē, ka jo lielāks ir kustības ātrums, jo lielāks ir tās kinētiskās enerģijas lielums. Šajā ziņā molekulu, kas veic ātru kustību, pats par sevi nevar sadalīt fragmentos, tāpēc, lai notiktu ķīmiska reakcija, tai jānotiek sadursmei ar citu molekulu.

Kad tas notiek - kad notiek molekulu sadursme, - to kinētiskās enerģijas daļa tiek pārveidota par vibrācijas enerģiju. Tāpat, ja procesa sākumā kinētiskā enerģija ir augsta, molekulas, kas piedalās sadursmē, radīs tik lielu vibrāciju, ka dažas no esošajām ķīmiskajām saitēm tiks sabojātas.

Šī saišu pārrāvums ir pirmais solis reaģentu pārvēršanā produktos; tas ir, veidojot šos. Tieši pretēji, ja šī procesa sākumā kinētiskā enerģija ir maza, rodas molekulu "atsitiena" parādība, caur kuru tās atdalīsies praktiski neskartas.

No kā tas sastāv?

Sākot ar iepriekš aprakstīto molekulu sadursmju koncepciju, lai sāktu ķīmiskās reakcijas, var teikt, ka ir minimāls enerģijas daudzums, kas vajadzīgs, lai notiktu sadursme.

Tātad, ja enerģētiskā vērtība ir mazāka par šo nepieciešamo minimumu, pēc sadursmes molekulām vienkārši netiks veiktas izmaiņas, kas nozīmē, ka tad, kad šīs enerģijas nav, iesaistītās sugas paliek praktiski neskartas, un tas nenotiks. jebkādas izmaiņas šīs avārijas dēļ.

Šajā ideju secībā minimālo enerģiju, kas nepieciešama, lai izmaiņas notiktu pēc molekulu sadursmes, sauc par aktivizācijas enerģiju.

Citiem vārdiem sakot, molekulās, kas iesaistītas sadursmē, kopējam kinētiskās enerģijas daudzumam jābūt vienādam vai lielākam par aktivizācijas enerģiju, lai notiktu ķīmiska reakcija.

Tāpat daudzos gadījumos molekulas saduras un rada jaunu sugu, ko sauc par aktivizēto kompleksu, struktūru, ko sauc arī par “pārejas stāvokli”, jo tā pastāv tikai īslaicīgi.

To izraisa reaģējošās sugas sadursmes dēļ un pirms reakcijas produktu veidošanās.

Aktivizēts komplekss

Iepriekš minētais aktivizētais komplekss veido sugu, kurai ir ļoti zema stabilitāte, bet kurai, savukārt, ir liela potenciālās enerģijas spēja.

Šajā diagrammā parādīta reaģentu pārveidošanās produktos, izteikta enerģijas izteiksmē un norādot, ka izveidotā aktivētā kompleksa enerģijas lielums ir ievērojami lielāks nekā reaģentu un produktu enerģētiskais lielums.

Ja reakcijas beigās produktiem ir lielāka stabilitāte nekā reaģējošajām vielām, enerģijas izdalīšanās siltuma veidā notiek, izraisot eksotermisku reakciju.

Gluži pretēji, ja reaģentu stabilitāte ir lielāka nekā produktiem, tas nozīmē, ka reakcijas maisījums no apkārtnes enerģiju absorbē siltumenerģijas veidā, izraisot endotermisku reakciju.

Tāpat, ja notiek viens vai otrs gadījums, jāizveido tāda diagramma, kā parādīts iepriekš, kur ir attēlota tās sistēmas potenciālā enerģija, kas reaģē pret reakcijas progresu vai progresu.

Tādējādi tiek iegūtas potenciālās enerģijas izmaiņas, kas notiek, kad notiek reakcija un reaģenti tiek pārveidoti produktos.

Kā to aprēķina?

Ķīmiskās reakcijas aktivizācijas enerģija ir cieši saistīta ar minētās reakcijas ātruma konstanti, un šīs konstantes atkarību no temperatūras attēlo Arrhenius vienādojums:

k = Ae ^{-Ea / RT}

Šajā izteiksmē k apzīmē reakcijas ātruma konstanti (kas ir atkarīga no temperatūras), un parametru A sauc par frekvences koeficientu, un tas ir molekulu sadursmju biežuma mērs.

No savas puses e izsaka dabisko logaritmu sērijas pamatus. To palielina līdz jaudai, kas vienāda ar aktivizācijas enerģijas (Ea) negatīvo koeficientu starp iegūto gāzes konstantes (R) un absolūtās sistēmas (T) reizinājumu, kas jāņem vērā.

Jāatzīmē, ka frekvences koeficientu var uzskatīt par konstantu dažās reakcijas sistēmās plašā temperatūras diapazonā.

Šo matemātisko izteiksmi sākotnēji pieņēma holandiešu ķīmiķis Jēkabs Henriks vantu Hofs 1884. gadā, bet tas, kurš tam piešķīra zinātnisku pamatotību un interpretēja tā pieņēmumu, bija zviedru ķīmiķis Svante Arrhenius 1889. gadā.

Ķīmiskās reakcijas aktivizācijas enerģijas aprēķins

Arrhenius vienādojums norāda tiešo proporcionalitāti, kas pastāv starp reakcijas ātruma konstanti un molekulu sadursmju biežumu.

Tāpat šo vienādojumu var attēlot ērtākā veidā, piemērojot dabisko logaritmu īpašību katrā vienādojuma pusē, iegūstot:

ln k = ln A - Ea / RT

Kad terminus pārkārto, iegūstot līnijas vienādojumu (y = mx + b), iegūst šādu izteiksmi:

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

Tātad, veidojot ln k grafiku attiecībā pret 1 / T, tiek iegūta taisna līnija, kur ln k apzīmē koordinātu un (-Ea / R) apzīmē līnijas slīpumu (m), (1 / T) apzīmē x koordinātu, un ln A apzīmē krustojumu ar ordinātu asi (b).

Kā redzams, no šī aprēķina iegūtais slīpums ir vienāds ar –Ea / R vērtību. Tas nozīmē, ka, ja vēlaties iegūt aktivizācijas enerģijas vērtību ar šīs izteiksmes palīdzību, jums jāveic vienkāršs precizējums, kā rezultātā:

Ea = –mR

Šeit mēs zinām, ka m un R vērtība ir konstante, kas vienāda ar 8,314 J / K · mol.

Kā aktivizācijas enerģija ietekmē reakcijas ātrumu?

Mēģinot iegūt priekšstatu par aktivizācijas enerģiju, to var uzskatīt par barjeru, kas neļauj notikt reakcijai starp zemākas enerģijas molekulām.

Tāpat kā kopējā reakcijā notiek tā, ka reaģējošo molekulu skaits ir diezgan liels, ātrums - un līdzvērtīgi arī šo molekulu kinētiskā enerģija - var būt ļoti mainīgs.

Parasti tā notiek, ka tikai nelielam skaitam molekulu, kas piedzīvo sadursmi - tām, kurām ir lielāks kustības ātrums - ir pietiekami daudz kinētiskās enerģijas, lai tās varētu pārsniegt aktivizācijas enerģijas lielumu. Tātad šīs molekulas ir piemērotas un spēj būt daļa no reakcijas.

Saskaņā ar Arrēnija vienādojumu, negatīvā zīme, kas ir pirms koeficienta starp aktivizācijas enerģiju un gāzes konstantes reizinājumu un absolūto temperatūru, nozīmē, ka ātruma konstante samazinās, palielinoties aktivizācijas enerģijai, kā arī pieaugums, kad temperatūra paaugstinās.

Aktivizācijas enerģijas aprēķināšanas piemēri

Lai aprēķinātu aktivizācijas enerģiju, izveidojot grafiku, pēc Arrhenius vienādojuma, acetaldehīda sadalīšanās reakcijas ātruma konstantes ir izmērītas piecās dažādās temperatūrās, un ir vēlams noteikt aktivācijas enerģiju reakcijai, ko izsaka šādi:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Piecu mērījumu dati ir šādi:

k (1 / M ^1/2 s): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,343 - 0,789

T (K): 700–730–760–790–810

Pirmkārt, lai atrisinātu šo nezināmo un noteiktu aktivizācijas enerģiju, jāizveido ln k vs 1 / T (y vs x) grafiks, lai iegūtu taisnu līniju un no šejienes ņemtu slīpumu un atrastu Ea vērtību, kā paskaidrots.

Pārveidojot mērījumu datus saskaņā ar Arrhenius vienādojumu, tiek atrastas šādas y un x vērtības:

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

Izmantojot šīs vērtības un veicot matemātisku nogāzes aprēķinu vai nu datorā, vai kalkulatorā, izmantojot izteiksmi m = (Y _2- Y ₁ ) / (X _2- X ₁ ) vai izmantojot lineārās regresijas metodi, mēs iegūstam, ka m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Tādējādi:

Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 10 ⁴ K)

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

Lai grafiski noteiktu citas aktivizācijas enerģijas, tiek veikta līdzīga procedūra.

Atsauces

1. Wikipedia. (sf). Aktivizācijas enerģija. Atgūts no vietnes en.wikipedia.org
2. Čans, R. (2007). Ķīmija, devītais izdevums. Meksika: Makgreivs.
3. Britannica, E. (nd). Aktivizācijas enerģija. Izgūts no britannica.com
4. Mūra, JW un Pīrsons, RG (1961). Kinētika un mehānisms. Atkopts no books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Metālu korozija: Fizikāli ķīmiskie principi un pašreizējās problēmas. Iegūts no books.google.co.ve