Aktiveringsenergi er minimumsenergien for at en kjemisk reaksjon skal skje, det vil si at den er en av avgjørende faktorer for forekomsten av en reaksjon, sammen med den gunstige kontakten og kollisjonen mellom reaktantmolekylene.
Gunstig kollisjonsmodell mellom reaktantene i en reaksjon
Når det er kontakt og kollisjon mellom reaktantmolekylene, dannes en mellomforbindelse (før produktet dannes), kalt et aktivert kompleks. Dette komplekset er en gruppering av alle atomene til reaktantene.
Representasjon av det aktiverte komplekset
Tiden for å danne det aktiverte komplekset indikerer imidlertid om den ene kjemiske reaksjonen vil være raskere eller langsommere enn den andre. Dermed gunstig kollisjon, kombinert med aktiveringsenergi, er avgjørende for hastigheten på reaksjonen.
Det skal bemerkes at aktiveringsenergien ikke opphører før det aktiverte komplekset er dannet.
Den vanligste måten å analysere aktiveringsenergi og det aktiverte komplekset bruker en graf som presenterer, som et mønster, energi eller entalpi (i KJ eller Kcal) på y-aksen, reaksjonsveien (fra reaktanten til produktene) på x-aksen, og en kurve, som vi kan se i Følg:
Modell av en standardgraf brukt i kjemisk kinetikk
I denne grafmalen er det aktiverte komplekset gitt med det høyeste punktet i kurven (punkt a på det neste graf), og aktiveringsenergien er hele banen til reaktantene til det aktiverte komplekset (rød pil på grafikk):
Kontrollere komplekset og aktiveringsenergien på grafen
For å bestemme verdien av aktiveringsenergi, så er det bare å trekke energien til reaktantene fra energien til det aktiverte komplekset, som i det matematiske uttrykket nedenfor:
Spis = Hkompleks aktivert - Hreagenser
Anta for eksempel at en kjemisk reaksjon finner sted mellom reagensene AB og CD for dannelse av produktene AD og CB, i henhold til følgende graf:
AB + CD → AD + CB
AD og CB formasjonsreaksjonsgraf
Når vi analyserer dette diagrammet, må vi:
Energien som kreves for dannelsen av det aktiverte komplekset er 30 Kcal, da det er energien knyttet til det høyeste punktet på kurven;
DE aktiveringsenergi av denne reaksjonen ville bare være 10 Kcal, fordi den starter fra reaktantene som har en energi på 20 Kcal og ender opp i det aktiverte komplekset som har en energi på 30 Kcal, som vist nedenfor:
Spis = Hkompleks aktivert - Hreagenser
Spis = 30 - 20
Spis = 10 Kcal
En måte å få fart på en kjemisk reaksjon, fra det vi har sett, er å redusere aktiveringsenergifordi jo mindre det er, desto raskere vil det aktiverte komplekset bli dannet, og følgelig blir det raskere å oppnå produktene.
For å redusere aktiveringsenergien og dermed øke hastigheten på reaksjonen, er et alternativ å bruke a katalysator, som er et kjemisk stoff som må tilsettes reaksjonsmediet (reaksjon), som deltar i dannelsen av aktivert kompleks, men danner ikke noe stoff i produktet, det vil si at det samles på slutten og kan være gjenbrukt.
Grafisk er tilstedeværelsen av katalysatoren notert ved økningen av en andre kurve, som vi kan se nedenfor:
Graf som viser kurven med en katalysator
Dermed har kurven med katalysatoren (i rødt) en ny aktiveringsenergi (blå pil) og en ny verdi (x) av energi for det aktiverte komplekset, alltid lavere i forhold til kurven for reaksjonen utført uten nærvær av katalysatoren.
Av meg. Diogo Lopes Dias
Kilde: Brasilskolen - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-energia-ativacao.htm
