Kimyada, atomları veya molekülleri kimyasal bir dönüşümün veya fiziksel taşınımın üretilebileceği bir duruma getirmek için gereken minimum enerji miktarına aktivasyon enerjisi , Ea denir. Geçiş durumu teorisinde, aktivasyon enerjisi, aktif veya geçiş durumu konfigürasyonundaki atomlar veya moleküller ile başlangıç konfigürasyonundaki atomlar veya moleküller arasındaki enerji içeriğindeki farktır. Hemen hemen her zaman, bir reaksiyonun durumu, reaksiyona giren ürünlerden (reaktanlar) daha yüksek bir enerji seviyesinde gerçekleşir. Bu nedenle, aktivasyon enerjisi her zaman pozitif bir değere sahiptir. Bu pozitif değer, reaksiyonun enerji absorbe edip etmediğine ( endergonik veyaendotermik ) veya üretir ( egzergonik veya ekzotermik ).
Aktivasyon enerjisi, Ea’nın kısaltmasıdır . Ea birimlerinin en yaygın birimleri, mol başına kilojoule (kJ/mol) ve mol başına kilokaloridir (kcal/mol).
Arrhenius Ea Denklemi
Svante Arrhenius, 1889’da kendi adını taşıyan denklemi geliştirerek aktivasyon enerjisinin varlığını kanıtlayan İsveçli bir bilim adamıydı. Arrhenius denklemi, sıcaklık ve reaksiyon hızı arasındaki ilişkiyi tanımlar. Bu ilişki, kimyasal reaksiyonların hızını ve her şeyden önce bu reaksiyonların gerçekleşmesi için gereken enerji miktarını hesaplamak için gereklidir.
Arrhenius denkleminde K , reaksiyon hızı katsayısıdır (tepkime hızı), A moleküllerin çarpışma sıklığının faktörüdür ve e bir sabittir (yaklaşık 2,718’e eşittir). Öte yandan, Ea aktivasyon enerjisidir ve R evrensel gaz sabitidir (mol başına sıcaklık artışı başına enerji birimi). Son olarak, T , Kelvin derece cinsinden ölçülen mutlak sıcaklığı temsil eder.
Böylece, Arrhenius denklemi k= Ae^(-Ea/RT) olarak temsil edilir. Ancak, birçok denklem gibi, farklı değerler hesaplamak için yeniden düzenlenebilir. Bununla birlikte, aktivasyon enerjisini (Ea) hesaplamak için A’nın değerini bilmek gerekli değildir, çünkü bu, sıcaklığın bir fonksiyonu olarak reaksiyon hızı katsayılarının değişiminden belirlenebilir.
Ea’nın Kimyasal Önemi
Tüm moleküller, kinetik enerji veya potansiyel enerji şeklinde olabilen az miktarda enerjiye sahiptir. Moleküller çarpıştığında, kinetik enerjileri bağları bozabilir ve hatta yok edebilir, kimyasal reaksiyonlar gerçekleştiğinde olan da budur.
Moleküller yavaş, yani az kinetik enerjiyle hareket ederse ya diğer moleküllerle çarpışmazlar ya da zayıf oldukları için çarpmalar herhangi bir reaksiyon oluşturmaz. Moleküller yanlış veya uygunsuz yönelimle çarpışırsa aynı şey olur. Ancak moleküller yeterince hızlı ve doğru yönde hareket ediyorsa başarılı bir çarpışma gerçekleşir. Böylece, çarpışma sırasındaki kinetik enerji minimum enerjiden daha büyük olacak ve bu çarpışmadan sonra bir reaksiyon gerçekleşecektir. Ekzotermik reaksiyonlar bile başlamak için minimum miktarda enerji gerektirir. Bu minimum enerji gereksinimi, daha önce açıkladığımız gibi, aktivasyon enerjisi olarak adlandırılır.
Maddelerin aktivasyon enerjisi hakkındaki verilerin bilgisi, çevremizi koruma olasılığını ima eder. Yani moleküllerin özelliklerine bağlı olarak kimyasal reaksiyon oluşabileceğini bilsek, örneğin yangın çıkarabilecek eylemleri gerçekleştiremezdik. Örneğin, bir kitabın üzerine (alevi aktivasyon enerjisini sağlayan) bir mum konursa alev alabileceğini bilerek, mum alevinin kitabın kağıdına yayılmamasına dikkat edeceğiz.
Katalizörler ve Aktivasyon Enerjisi
Bir katalizör, aynı amaç için kullanılan diğer yöntemlerden biraz farklı bir şekilde reaksiyon hızını artırır. Bir katalizörün işlevi, aktivasyon enerjisini düşürmektir , böylece parçacıkların daha büyük bir kısmı reaksiyona girecek kadar enerjiye sahip olur. Katalizörler aktivasyon enerjisini iki şekilde azaltabilir:
- Tepkimeye giren parçacıkları, çarpışmaların meydana gelme olasılığı daha yüksek olacak şekilde yönlendirerek veya hareketlerinin hızını değiştirerek.
- Ürünü oluşturmak için daha az enerji gerektiren bir ara madde oluşturmak için reaktanlarla reaksiyona girmek.
Platin, bakır ve demir gibi bazı metaller, belirli reaksiyonlarda katalizör görevi görebilir. Kendi vücudumuzda biyokimyasal reaksiyonları hızlandırmaya yardımcı olan biyolojik katalizörler (biyokatalizörler) olan enzimler vardır. Katalizörler genellikle bir veya daha fazla reaktan ile reaksiyona girerek bir ara ürün oluşturur ve bu daha sonra reaksiyona girerek nihai ürün haline gelir. Böyle bir ara maddeye genellikle “aktive edilmiş kompleks ” adı verilir .
Katalizör içeren bir reaksiyon örneği
Aşağıda, bir katalizör içeren bir reaksiyonun nasıl ilerleyebileceğinin teorik bir örneği verilmiştir. A ve B tepkimeye giren maddelerdir, C katalizördür ve D , A ile B arasındaki tepkimenin ürünüdür.
Birinci adım (tepki 1): A+C → AC
İkinci adım (tepki 2): B+AC → ACB
Üçüncü adım (tepki 3): ACB → C+D
ACB , Kimyasal Ara Madde anlamına gelir. Katalizör (C) 1. reaksiyonda tüketilse de daha sonra 3. reaksiyonda tekrar salınır, bu nedenle bir katalizörle genel reaksiyon: A+B+C → D+C
Bundan, katalizörün reaksiyonun sonunda tamamen değişmeden salındığı sonucu çıkar. Katalizörü hesaba katmadan, genel reaksiyon şu şekilde yazılır: A+B → D
Bu örnekte katalizör, “alternatif reaksiyon yolu” diyebileceğimiz bir dizi reaksiyon adımı sağlamıştır. Katalizörün müdahale ettiği bu yol, daha az aktivasyon enerjisi gerektirir ve bu nedenle daha hızlı ve daha verimlidir.
Arrhenius denklemi ve Eyring denklemi
Reaksiyon hızının sıcaklıkla nasıl arttığını açıklamak için iki denklem kullanılabilir. İlk olarak, Arrhenius denklemi, reaksiyon hızlarının sıcaklığa bağımlılığını tanımlar. Öte yandan, söz konusu araştırmacının 1935 yılında ortaya attığı Eyring denklemi vardır; denklemi geçiş durumu teorisine dayanır ve reaksiyon hızı ile sıcaklık arasındaki ilişkiyi açıklamak için kullanılır. Denklem:
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT).
Bununla birlikte, Arrhenius denklemi sıcaklık ve reaksiyon hızı arasındaki bağımlılığı fenomenolojik olarak açıklarken, Eyring denklemi bir reaksiyonun bireysel temel adımları hakkında bilgi verir.
Öte yandan, Arrhenius denklemi sadece gaz fazındaki kinetik enerjiye uygulanabilirken, Eyring denklemi hem gaz fazındaki hem de yoğun ve karışık fazlardaki (ilgisi olmayan fazlar) reaksiyonların incelenmesinde kullanışlıdır. gaz fazında) çarpışma modeli). Benzer şekilde, Arrhenius denklemi, reaksiyon hızının sıcaklıkla arttığı ampirik gözlemine dayanmaktadır. Bunun yerine Eyring denklemi, geçiş durumu modeline dayalı teorik bir yapıdır.
Geçiş durumu teorisinin ilkeleri:
- Geçiş durumu ile enerji bariyerinin tepesindeki reaktanların durumu arasında termodinamik bir denge vardır.
- Kimyasal reaksiyon hızı, yüksek enerji geçiş durumundaki parçacıkların konsantrasyonu ile orantılıdır.
Aktivasyon enerjisi ile Gibbs enerjisi arasındaki ilişki
Eyring denkleminde reaksiyon hızı da tarif edilse de bu denklem ile aktivasyon enerjisi yerine geçiş halinin Gibbs enerjisi (ΔG ‡ ) dahil edilir.
Çarpışan moleküllerin kinetik enerjisi (yani, yeterli enerjiye ve doğru yönelime sahip olanlar) potansiyel enerjiye dönüştürüldüğünden, aktifleştirilmiş kompleksin enerjik durumu, pozitif bir molar Gibbs enerjisi ile karakterize edilir. Başlangıçta “mevcut enerji” olarak adlandırılan Gibbs enerjisi, 1870 yılında Josiah Willard Gibbs tarafından keşfedildi. Bu enerjiye standart serbest aktivasyon enerjisi de denir .
Herhangi bir andaki bir sistemin Gibbs serbest enerjisi, sistemin entalpisi eksi sıcaklık çarpı sistemin entropisinin çarpımı olarak tanımlanır:
G=H-TS.
H entalpi, T sıcaklık ve S entropidir. Bir sistemin serbest enerjisini tanımlayan bu denklem, belirli bir reaksiyonun itici güçleri olarak entalpi ve entropinin göreli önemini belirleme yeteneğine sahiptir. Entalpi ve entropi terimlerinin bir reaksiyonun serbest enerjisine katkıları arasındaki denge, reaksiyonun gerçekleştiği sıcaklığa bağlıdır. Serbest enerjiyi tanımlamak için kullanılan denklem, sıcaklık arttıkça entropi teriminin daha önemli hale geleceğini öne sürer : ΔG° = ΔH° – TΔS°.
kaynaklar
- Brainard, J. (2014). Aktivasyon enerjisi. https://www.ck12.org/ adresinde
- Arrhen yasası. (2020). Aktivasyon enerjileri.
- Mitchell, N. (2018). Asetonitril Yardımcı Çözücü Sistemlerinde Asetik Anhidrit Hidrolizinin Eyring Aktivasyon Enerjisi Analizi.