Energia aktywacji chemicznej, z której się składa, obliczanie

The energia aktywacji chemicznej (z punktu widzenia badań kinetycznych) odnosi się do najmniejszej możliwej ilości energii wymaganej do rozpoczęcia reakcji chemicznej. Zgodnie z teorią zderzeń w kinetyce chemicznej mówi się, że wszystkie ruchome cząsteczki mają pewną ilość energii kinetycznej.

Oznacza to, że im większa jest prędkość twojego ruchu, tym większa jest twoja energia kinetyczna. W tym sensie cząsteczka, która niesie szybki ruch, nie może być sama podzielona na fragmenty, więc musi nastąpić zderzenie między nią a inną cząsteczką, aby mogła wystąpić reakcja chemiczna.

Kiedy tak się dzieje - gdy dochodzi do kolizji między cząsteczkami - część jej energii kinetycznej jest przekształcana w energię wibracyjną. Podobnie, jeśli na początku procesu energia kinetyczna jest wysoka, cząsteczki biorące udział w zderzeniu będą wykazywać wibracje tak duże, że część obecnych wiązań chemicznych zostanie przerwana..

To zerwanie łączy jest pierwszym krokiem w transformacji reagentów w produkty; to znaczy w ich tworzeniu. Z drugiej strony, jeśli na początku tego procesu energia kinetyczna ma małą wielkość, wystąpi zjawisko „odbicia” cząsteczek, przez które oddzieli się praktycznie nietknięte..

Indeks

• 1 Z czego się składa??
  • 1.1 Aktywowany kompleks
• 2 Jak to jest obliczane?
  • 2.1 Obliczanie energii aktywacji reakcji chemicznej
• 3 Jak energia aktywacji wpływa na szybkość reakcji?
• 4 Przykłady obliczania energii aktywacji
• 5 referencji

Z czego to się składa??

Począwszy od koncepcji kolizji między cząsteczkami w celu zainicjowania opisanych wcześniej reakcji chemicznych, można powiedzieć, że istnieje minimalna ilość energii wymagana do wystąpienia kolizji.

Tak więc, jeśli wartość energii jest mniejsza niż to niezbędne minimum, po zderzeniu po prostu nie będzie żadnych zmian między cząsteczkami, co oznacza, że ​​gdy ta energia jest nieobecna, gatunek ten pozostaje praktycznie nienaruszony i nie nastąpi wszelkie zmiany spowodowane tym szokiem.

W tej kolejności pomysłów minimalna energia potrzebna do zmiany po zderzeniu molekuł jest nazywana energią aktywacji.

Innymi słowy, cząsteczki uczestniczące w szoku muszą mieć całkowitą energię kinetyczną o wielkości równej lub większej niż energia aktywacji, aby mogła wystąpić reakcja chemiczna.

Ponadto w wielu przypadkach cząsteczki zderzają się i tworzą nowy gatunek zwany aktywowanym kompleksem, strukturę zwaną również „stanem przejściowym”, ponieważ istnieje tylko tymczasowo.

Jest to spowodowane przez substancje reagujące z powodu zderzenia i przed powstaniem produktów reakcji.

Aktywowany kompleks

Aktywowany kompleks wspomniany powyżej tworzy gatunek, który ma bardzo niską stabilność, ale który z kolei ma dużą ilość energii potencjalnej.

Poniższy diagram pokazuje transformację reagentów do produktów, wyrażoną w kategoriach energii i zauważając, że wielkość energii utworzonego kompleksu aktywowanego jest znacznie większa niż energia reagentów i produktów..

Jeśli pod koniec reakcji produkty mają większą stabilność niż substancje reagujące, uwalnianie energii zachodzi w postaci ciepła, dając reakcję egzotermiczną..

Przeciwnie, jeśli reagenty dają stabilność większą niż produkty, oznacza to, że mieszanina reakcyjna przejawia absorpcję energii w postaci ciepła z otoczenia, co powoduje reakcję endotermiczną..

Podobnie, jeśli wystąpi jeden lub drugi przypadek, należy skonstruować diagram, taki jak poprzednio pokazany, gdzie wykreślona jest energia potencjalna systemu, która reaguje na postęp lub postęp reakcji..

W ten sposób otrzymuje się potencjalne zmiany energii, które zachodzą w trakcie reakcji, a reagenty przekształcają się w produkty.

Jak to jest obliczane?

Energia aktywacji reakcji chemicznej jest ściśle związana ze stałą prędkości tej reakcji, a zależność tej stałej od temperatury jest reprezentowana przez równanie Arrheniusa:

k = Ae^{-Ea / RT}

W tym wyrażeniu k reprezentuje stałą szybkości reakcji (która zależy od temperatury) i parametr A nazywa się to współczynnikiem częstotliwości i jest miarą częstotliwości zderzeń między cząsteczkami.

Ze swojej strony, e wyraża podstawę szeregu logarytmów naturalnych. Podnosi się do mocy równej ujemnemu ilorazowi energii aktywacji (Ea) między produktem wynikającym ze stałej gazu (R) i temperatura absolutna (T) systemu do rozważenia.

Należy zauważyć, że współczynnik częstotliwości może być uważany za stałą w niektórych układach reakcji w szerokim zakresie temperatur.

To matematyczne wyrażenie zostało pierwotnie założone przez chemika holenderskiego pochodzenia Jacobusa Henricusa van't Hoffa w 1884 roku, ale który nadał mu naukową ważność i zinterpretował jego przesłankę, urodził się w Szwecji szwedzki chemik Svante Arrhenius w 1889 roku.

Obliczanie energii aktywacji reakcji chemicznej

Równanie Arrheniusa wskazuje bezpośrednią proporcjonalność istniejącą między stałą prędkości reakcji a częstotliwością zderzeń między cząsteczkami.

Równanie to można również przedstawić w wygodniejszy sposób, stosując właściwość logarytmów naturalnych do każdej strony równania, uzyskując:

ln k = ln A - Ea / RT

Podczas zmiany kolejności terminów w celu uzyskania równania linii (y = mx + b) uzyskuje się następujące wyrażenie:

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

Tak więc, podczas konstruowania wykresu ln k versus 1 / T otrzymujemy linię prostą, gdzie ln k reprezentuje współrzędną y, (- A / R) reprezentuje nachylenie linii (m), (1 / T) reprezentuje współrzędną x, a ln A oznacza przecięcie z osią rzędnych (b).

Jak widać, nachylenie wynikające z tego obliczenia jest równe wartości -Ea / R. Oznacza to, że jeśli pożądane jest uzyskanie wartości energii aktywacji za pomocą tego wyrażenia, należy wykonać proste czyszczenie, w wyniku czego:

Ea = -mR

Tutaj wiemy, że wartość m i R jest stałą równą 8,314 J / K · mol.

Jak energia aktywacji wpływa na szybkość reakcji?

Próbując stworzyć obraz energii aktywacji, można ją uznać za barierę, która nie pozwala na reakcję między niższymi cząsteczkami energii.

W powszechnej reakcji zdarza się, że liczba cząsteczek, które mogą reagować jest dość duża, szybkość - i równoważnie energia kinetyczna tych cząsteczek - może być bardzo zmienna.

Zwykle zdarza się, że tylko niewielka część całości molekuł, które doświadczają zderzenia - takich, które mają większą prędkość ruchu - przedstawia wystarczająco dużo energii kinetycznej, aby móc pokonać wielkość energii aktywacji. Tak więc te cząsteczki są odpowiednie i mogą być częścią reakcji.

Zgodnie z równaniem Arrheniusa, znak ujemny - który poprzedza iloraz między energią aktywacji i iloczynem stałej gazu przez temperaturę absolutną - oznacza, że ​​stała prędkości maleje wraz ze wzrostem energii aktywacji, jak również wzrost, gdy temperatura wzrasta.

Przykłady obliczania energii aktywacji

Aby obliczyć energię aktywacji poprzez skonstruowanie wykresu, zgodnie z równaniem Arrheniusa, mamy stałe szybkości reakcji rozkładu aldehydu octowego zmierzone w pięciu różnych temperaturach i chcemy określić energię aktywacji za reakcję wyrażoną jako:

CH₃CHO (g) → CH₄(g) + CO (g)

Dane z pięciu pomiarów są następujące:

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

T (K): 700 - 730 - 760 - 790 - 810

Po pierwsze, aby rozwiązać ten nieznany i określić energię aktywacji, musimy zbudować wykres ln k vs 1 / T (y vs x), aby uzyskać linię prostą i stąd wziąć nachylenie i znaleźć wartość Ea, jak wyjaśniono.

Przekształcanie danych pomiarów zgodnie z równaniem Arrheniusa [ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A] dla y i x znajdują się odpowiednio następujące wartości:

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

Spośród tych wartości i za pomocą obliczeń matematycznych nachylenia - w komputerze lub w kalkulatorze, za pomocą wyrażenia m = (Y₂-Y₁) / (X₂-X₁) lub stosując metodę regresji liniowej - otrzymujemy, że m = -Ea / R = -2.09 * 10⁴ K. Więc:

Ea = (8,324 J / K · mol) (2,09 * 10⁴ K)

= 1,74 * 10⁵ = 1,74 * 10² kJ / mol

Aby określić inne energie aktywacji na drodze graficznej, przeprowadza się podobną procedurę.

Referencje

1. Wikipedia. (s.f.). Energia aktywacyjna. Źródło z en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemia, dziewiąta edycja. Meksyk: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (s.f.). Energia aktywacyjna. Źródło: britannica.com
4. Moore, J. W. i Pearson, R. G. (1961). Kinetyka i mechanizm. Pobrane z books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Korozja metali: zasady fizykochemiczne i bieżące problemy. Pobrane z books.google.co.ve