Energia aktywacji jest minimalną energią do zajścia reakcji chemicznej, czyli jest jednym z czynniki determinujące wystąpienie reakcji, wraz z korzystnym kontaktem i zderzeniem między cząsteczkami reagentów.
Korzystny model kolizji między reagentami reakcji
Kiedy dochodzi do kontaktu i zderzenia między cząsteczkami reagentów, powstaje związek pośredni (przed powstaniem produktu), zwany kompleksem aktywnym. Ten kompleks jest zgrupowaniem wszystkich atomów reagentów.
Reprezentacja aktywowanego kompleksu
Jednak czas do utworzenia aktywowanego kompleksu wskazuje, czy jedna reakcja chemiczna będzie szybsza czy wolniejsza od drugiej. Tak więc korzystna kolizja w połączeniu z energia aktywacji, decyduje o szybkości reakcji.
Należy zauważyć, że energia aktywacji nie ustaje, dopóki nie utworzy się aktywowany kompleks.
Najczęstszy sposób analizy to energia aktywacji a aktywowany kompleks wykorzystuje wykres, który przedstawia, jako wzór, energię lub entalpię (w KJ lub Kcal) na osi y ścieżka reakcji (od substratu do produktów) na osi x oraz krzywa, jak widać na podążać:
Model standardowego wykresu stosowanego w kinetyce chemicznej
W tym szablonie wykresu aktywowany kompleks jest określony przez najwyższy punkt krzywej (punkt a następnego wykres), a energia aktywacji to cała droga reagentów do aktywowanego kompleksu (czerwona strzałka na graficzny):
Sprawdzanie kompleksu i energii aktywacji na wykresie
Aby określić wartość energia aktywacji, po prostu odejmij energię reagentów od energii aktywowanego kompleksu, jak w poniższym wyrażeniu matematycznym:
Jedz = Hkompleks aktywowany - Hodczynniki
Załóżmy na przykład, że między odczynnikami AB i CD zachodzi reakcja chemiczna, w wyniku której powstają produkty AD i CB, zgodnie z poniższym wykresem:
AB + CD → AD + CB
Wykres reakcji tworzenia AD i CB
Analizując ten wykres, musimy:
Energia potrzebna do utworzenia aktywowanego kompleksu wynosi 30 Kcal, ponieważ jest to energia związana z najwyższym punktem na krzywej;
TEN energia aktywacji tej reakcji wyniesie tylko 10 Kcal, ponieważ zaczyna się od reagentów o energii 20 Kcal, a kończy w aktywowanym kompleksie o energii 30 Kcal, jak pokazano poniżej:
Jedz = Hkompleks aktywowany - Hodczynniki
Zjedz = 30 - 20
Zjedz = 10 Kcal
Jednym ze sposobów przyspieszenia reakcji chemicznej, z tego, co widzieliśmy, jest zmniejszenie energia aktywacji, ponieważ im jest mniejszy, tym szybciej utworzy się aktywowany kompleks, a co za tym idzie, tym szybsze będzie uzyskanie produktów.
Aby zmniejszyć energię aktywacji, a tym samym przyspieszyć reakcję, alternatywą jest zastosowanie a katalizator, który jest substancją chemiczną, którą należy dodać do medium reakcyjnego (reakcji), która uczestniczy w tworzeniu aktywowany kompleks, ale nie tworzy żadnej substancji w produkcie, to znaczy zbiera się na końcu i może być ponownie wykorzystane.
Graficznie obecność katalizatora zaznacza się przyrostem drugiej krzywej, co widać poniżej:
Wykres przedstawiający krzywą z katalizatorem
Zatem krzywa z katalizatorem (na czerwono) ma nową energię aktywacji (niebieska strzałka) i nową wartość (x) energii dla kompleksu aktywowanego, zawsze niższej w stosunku do krzywej reakcji prowadzonej bez obecności katalizatora.
Przeze mnie Diogo Lopes Dias
Źródło: Brazylia Szkoła - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-energia-ativacao.htm
