CHEMISCHE ACTIVERINGSENERGIE: WAAR HET UIT BESTAAT, BEREKENING - CHEMIE - 2026

De energie van chemische activering (vanuit het oogpunt van kinetische studies) verwijst naar de minste hoeveelheid energie die nodig is om een ​​chemische reactie te starten. Volgens de theorie van botsingen in de chemische kinetiek wordt gezegd dat alle moleculen die in beweging zijn een bepaalde hoeveelheid kinetische energie hebben.

Dit betekent dat hoe groter de snelheid van zijn beweging, hoe groter de grootte van zijn kinetische energie. In die zin kan een molecuul dat een snelle beweging draagt, niet op zichzelf in fragmenten worden verdeeld, dus er moet een botsing plaatsvinden tussen het en een ander molecuul om een ​​chemische reactie te laten plaatsvinden.

Wanneer dit gebeurt - bij een botsing tussen de moleculen - wordt een fractie van hun kinetische energie omgezet in trillingsenergie. Evenzo, als aan het begin van het proces de kinetische energie hoog is, zullen de moleculen die deelnemen aan de botsing zo'n grote vibratie vertonen dat sommige van de aanwezige chemische bindingen zullen worden verbroken.

Dit verbreken van bindingen vormt de eerste stap in de omzetting van reactanten in producten; dat wil zeggen bij de vorming ervan. Integendeel, als aan het begin van dit proces de kinetische energie van geringe omvang is, zal er een fenomeen zijn van "terugveren" van de moleculen, waardoor ze praktisch intact zullen scheiden.

Waar bestaat het uit?

Uitgaande van het concept van botsingen tussen moleculen om de eerder beschreven chemische reacties op gang te brengen, kan worden gezegd dat er een minimale hoeveelheid energie nodig is om een ​​botsing te laten plaatsvinden.

Dus als de energiewaarde lager is dan dit noodzakelijke minimum, zal er na de botsing simpelweg geen verandering plaatsvinden tussen de moleculen, wat betekent dat wanneer deze energie afwezig is, de betrokken soort praktisch intact blijft en dat het niet zal gebeuren. elke wijziging als gevolg van deze crash.

In deze volgorde van ideeën wordt de minimale energie die nodig is om een ​​verandering te laten plaatsvinden na een botsing tussen moleculen, activeringsenergie genoemd.

Met andere woorden, de moleculen die bij een botsing betrokken zijn, moeten een totale hoeveelheid kinetische energie bezitten die gelijk is aan of groter is dan de activeringsenergie om een ​​chemische reactie te laten plaatsvinden.

Evenzo botsen de moleculen in veel gevallen en geven ze aanleiding tot een nieuwe soort, het geactiveerde complex, een structuur die ook wel de "overgangstoestand" wordt genoemd omdat deze slechts tijdelijk bestaat.

Het wordt veroorzaakt door de reagerende soort als gevolg van de botsing en voorafgaand aan de vorming van de reactieproducten.

Geactiveerd complex

Het bovengenoemde geactiveerde complex vormt een soort met een zeer lage stabiliteit, maar die op zijn beurt een grote potentiële energie heeft.

Het volgende diagram toont de omzetting van reactanten in producten, uitgedrukt in termen van energie en waarbij wordt opgemerkt dat de omvang van de energie van het geactiveerde complex dat wordt gevormd aanzienlijk groter is dan die van de reactanten en producten.

Als de producten aan het einde van de reactie een grotere stabiliteit hebben dan de reactieve stoffen, komt er energie vrij in de vorm van warmte, waardoor een exotherme reactie ontstaat.

Als de reactanten daarentegen resulteren met een stabiliteit van grotere omvang dan de producten, betekent dit dat het reactiemengsel een absorptie van energie vertoont in de vorm van warmte uit zijn omgeving, wat resulteert in een endotherme reactie.

Evenzo, als het een of het ander zich voordoet, moet een diagram zoals het eerder getoonde diagram worden geconstrueerd, waarin de potentiële energie van het systeem dat reageert tegen de voortgang of voortgang van de reactie wordt uitgezet.

Aldus worden de potentiële energieveranderingen verkregen die optreden naarmate de reactie voortschrijdt en de reactanten worden omgezet in producten.

Hoe wordt het berekend?

De activeringsenergie van een chemische reactie hangt nauw samen met de snelheidsconstante van de reactie, en de afhankelijkheid van deze constante met betrekking tot de temperatuur wordt weergegeven door de vergelijking van Arrhenius:

k = Ae ^{-Ea / RT}

In deze uitdrukking staat k voor de snelheidsconstante van de reactie (die afhangt van de temperatuur) en de parameter A wordt de frequentiefactor genoemd, en is een maat voor de frequentie van de botsingen tussen moleculen.

Van zijn kant drukt e de basis uit van de reeks natuurlijke logaritmen. Het wordt verhoogd tot een vermogen gelijk aan het negatieve quotiënt van de activeringsenergie (Ea) tussen het resulterende product van de gasconstante (R) en de absolute temperatuur (T) van het in aanmerking te nemen systeem.

Opgemerkt moet worden dat de frequentiefactor in bepaalde reactiesystemen als een constante kan worden beschouwd over een breed temperatuurbereik.

Deze wiskundige uitdrukking werd oorspronkelijk aangenomen door de Nederlandse chemicus Jacobus Henricus van't Hoff in 1884, maar degene die het wetenschappelijke validiteit gaf en het uitgangspunt interpreteerde, was de Zweedse chemicus Svante Arrhenius, in 1889.

Berekening van de activeringsenergie van een chemische reactie

De vergelijking van Arrhenius specificeert de directe evenredigheid die bestaat tussen de snelheidsconstante van een reactie en de frequentie van botsingen tussen moleculen.

Evenzo kan deze vergelijking op een gemakkelijkere manier worden weergegeven door de eigenschap van natuurlijke logaritmen toe te passen op elke kant van de vergelijking, waarbij wordt verkregen:

ln k = ln A - Ea / RT

Wanneer de termen worden herschikt in termen van het verkrijgen van de vergelijking van een lijn (y = mx + b), wordt de volgende uitdrukking verkregen:

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

Dus bij het construeren van een grafiek van ln k tegen 1 / T, wordt een rechte lijn verkregen, waarbij ln k de coördinaat vertegenwoordigt en, (-Ea / R) de helling van de lijn (m), (1 / T) vertegenwoordigt vertegenwoordigt de x-coördinaat en ln A vertegenwoordigt het snijpunt met de ordinaatas (b).

Zoals te zien is, is de helling die uit deze berekening resulteert gelijk aan de waarde van –Ea / R. Dit houdt in dat als je de waarde van de activeringsenergie wilt verkrijgen door middel van deze uitdrukking, je een eenvoudige verduidelijking moet uitvoeren, resulterend in:

Ea = –mR

Hier weten we dat de waarde van m en R een constante is die gelijk is aan 8,314 J / K · mol.

Hoe beïnvloedt activeringsenergie de reactiesnelheid?

Wanneer je een beeld probeert te krijgen van de activeringsenergie, kan deze worden gezien als een barrière die geen reactie mogelijk maakt tussen de lagere energiemoleculen.

Net als bij een gewone reactie komt het voor dat het aantal moleculen dat kan reageren behoorlijk groot is, de snelheid - en daarmee ook de kinetische energie van deze moleculen - erg variabel kan zijn.

Over het algemeen komt het voor dat slechts een klein deel van de totaliteit van de moleculen die een botsing ondergaan - die met een grotere bewegingssnelheid - voldoende kinetische energie hebben om de grootte van de activeringsenergie te kunnen overtreffen. Deze moleculen zijn dus geschikt en in staat om deel uit te maken van de reactie.

Volgens de vergelijking van Arrhenius impliceert het minteken - dat voorafgaat aan het quotiënt tussen de activeringsenergie en het product van de gasconstante en de absolute temperatuur - dat de snelheidsconstante afneemt naarmate de activeringsenergie toeneemt, evenals een groei wanneer de temperatuur stijgt.

Voorbeelden van berekening van activeringsenergie

Om de activeringsenergie te berekenen door een grafiek te maken, zijn volgens de Arrhenius-vergelijking de snelheidsconstanten voor de ontledingsreactie van aceetaldehyde gemeten bij vijf verschillende temperaturen en is het gewenst om de activeringsenergie te bepalen voor de reactie, die wordt uitgedrukt als:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

De gegevens voor de vijf metingen zijn als volgt:

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

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

Om dit onbekende op te lossen en de activeringsenergie te bepalen, moet allereerst een grafiek van ln k vs 1 / T (y vs x) worden geconstrueerd, om een ​​rechte lijn te krijgen en van hieruit de helling te nemen en de waarde van Ea te vinden, zoals uitgelegd.

Door de meetgegevens om te zetten volgens de Arrhenius-vergelijking, worden de volgende waarden gevonden voor respectievelijk y en 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

Aan de hand van deze waarden en via de wiskundige berekening van de helling - hetzij op een computer of een rekenmachine, met behulp van de uitdrukking m = (Y ₂ -Y ₁ ) / (X ₂ -X ₁ ) of met behulp van de lineaire regressiemethode- we verkrijgen dat m = -Ea / R = -2,09 * 10 ⁴ K. Dus:

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

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

Om andere activeringsenergieën grafisch te bepalen, wordt een vergelijkbare procedure uitgevoerd.

Referenties

1. Wikipedia. (sf). Activeringsenergie. Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, negende editie. Mexico: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (zd). Activeringsenergie. Opgehaald van britannica.com
4. Moore, JW en Pearson, RG (1961). Kinetiek en mechanisme. Opgehaald van books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Corrosie van metalen: fysisch-chemische principes en huidige problemen. Opgehaald van books.google.co.ve