Aktivasyon enerjisi, bir reaksiyonu başlatmak için gereken minimum enerji miktarıdır. Reaksiyona girenlerin ve çıkan ürünlerin minimum potansiyel enerjilerinin arasındaki farkı gösterir. Aktivasyon enerjisi, Ea sembolü ile gösterilir ve tipik olarak mol başına kilojoule (kJ / mol) veya mol başına kilokalori (kcal / mol) birimiyle ifade edilir. “Aktivasyon enerjisi” terimi İsveçli bilim adamı Svante Arrhenius tarafından 1889’da tanıtılmıştır.
Aktivasyon enerjisi kısaca reaksiyonun başlama enerjisidir diyebiliriz. Her reaksiyon için bu miktar farklılık gösterir.
Aktivasyon Enerjisi Neden Gereklidir?
Eğer iki kimyasalı karıştırırsanız, tepkimenin gerçeklemesi için çok sayıda çarpışmaya ihtiyaç duyulacaktır. Ancak genellikle bu durum söz konusu olmaz. Bu, moleküllerin düşük kinetik enerjiye sahip olması durumunda özellikle doğrudur.
Dolayısıyla, reaktiflerin önemli bir kısmı ürünlere dönüştürülmeden önce, sistemin serbest enerjisinin üstesinden gelinmesi gerekir. Aktivasyon enerjisi maddelerin reaksiyona girmesi için biraz arkadan ittirme görevi görür. Ekzotermik (ısı veren) reaksiyonlar bile başlamak için aktivasyon enerjisine ihtiyaç duyar gerektirir. Örneğin, bir odun yığını kendi başına yanmaz ancak tutuştuktan sonra aldığı ısıdan fazlasını çevreye verir.
Bazen herhangi bir ek enerji eklemeden kimyasal bir reaksiyon gerçekleşir. Bu durumda, reaksiyonun aktivasyon enerjisi genellikle ortam sıcaklığından gelen ısıyla sağlanır. Yani oda sıcaklığında kendiliğinden gerçekleşen bir reaksiyonun aktifleşme enerjisi zaten oda sıcaklığıdır. Isı, reaktant moleküllerinin hareketini artırır. Böylece birbirleriyle çarpışma olasılıkları artar ve bunlar çarpışıp tepkime verir. Daha fazla çarpışma demek daha fazla reaksiyon demektir.
Katalizörler ve Aktivasyon Enerjisi
Kimyasal reaksiyonun aktivasyon enerjisini düşüren maddeye katalizör denir. Temel olarak, bir katalizör bir reaksiyonun geçiş durumunu değiştirerek hareket eder. Katalizörler kimyasal reaksiyonla tüketilmezler ve reaksiyonun denge sabitini değiştirmezler.
Katalizörler tepkimeye girdikleri gibi çıkar ve tekrar kullanılırlar. Tepkimenin aktivasyon enerjisini düşürdükleri için hızını ve verimini arttırırlar.
En bilinen katalizörler enzimlerdir. Enzimler canlılarda tepkimelerin çok daha hızlı ve kolay gerçekleşmesini sağlar.
Aktivasyon Enerjisi ve Gibbs Enerjisi Arasındaki İlişki
Aktivasyon enerjisi, girenlerden (reaktanlardan) ürünlere geçiş durumunun üstesinden gelmek için gerekli olan enerjiyi hesaplamak için kullanılan Arrhenius denkleminde de vardır. k = Ae-Ea / (RT) denklemi, içerisinde aktivasyon enerjisini de içeren bir denklemdir ve reaksiyonun gerçekleşme oranını açıklar. Yüksek oranda gerçekleşen reaksiyonlar daha hızlı gerçekleşir.
Gibbs enerjisi entalpi ve entropi kavramlarının ikisi için de kullanılan bir enerjidir. Gibbs enerjisi ile aktivasyon enerjisi arasında bağlantı vardır ancak bu iki kavram birbiri yerine kullanılmaz.