Aktiveringsenergi

Den aktiveringsenergien , skapt av Svante Arrhenius i 1889 , er en energisk barriere som de reaksjonspartnere har til å overvinne i løpet av en kjemisk reaksjon . Generelt, jo lavere aktiveringsenergi, jo raskere blir reaksjonen. En høy aktiveringsenergi hemmer reaksjoner som kan forventes av energiske grunner på grunn av fast binding av sluttproduktene, og forhindrer eller forsinker dermed etableringen av en (termodynamisk) kjemisk likevekt . For eksempel kan en blanding av metan og oksygen i luften eksistere nesten uendret under standardbetingelser (dvs. reaksjonen forløper umåtelig sakte), selv om forbrenningsproduktene karbondioksid og vann er mye mer stabile termodynamisk. Unntak fra dette er for eksempel syre-base reaksjoner .

Aktiveringsenergien ifølge Arrhenius er en empirisk størrelse som kan bestemmes av den høye temperaturavhengigheten av hastigheten til mange kjemiske reaksjoner.

Reaksjonskinetikk

Forholdet mellom aktiveringsenergi ( E _en ) og entalpi av formasjonen (Δ H ) med og uten en katalysator ved hjelp av eksempel på en eksoterm reaksjon . Den energisk høyeste posisjonen representerer overgangstilstanden. En katalysator reduserer energien som kreves for å nå overgangstilstanden.

I oppfatningen av fysisk kjemi, må en omorganisering av atomene fra arrangementet av reaktantene til produktene skje i løpet av en kjemisk reaksjon , med gamle bindinger som brytes og nye bindinger blir laget. Reaktantene går gjennom en aktivert tilstand for konvertering til sine produkter, den såkalte overgangstilstanden (se figur til høyre, kurvemaksimum), hvis dannelse krever en viss energi (aktiveringsenergi). Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger derfor (ved konstant temperatur) ikke av energiene til reaktantene og produktene, men bare av energidifferansen mellom reaktantene og overgangstilstanden. Jo høyere temperaturen i reaksjonssystemet er, desto større er sannsynligheten for at reaktantene vil gi den nødvendige aktiveringsenergien, overvinne energibarrieren og fortsette å reagere for å danne produktet.

Temperaturavhengighet av reaksjonshastigheten

Forholdet mellom hastighetskonstanten , aktiveringsenergien og den termodynamiske temperaturen kan (forsømmelse av aktiveringsvolumet eller ved lave trykk) i mange tilfeller beskrives av Arrhenius-ligningen med den preeksponensielle frekvensfaktoren og gasskonstanten : ${\ displaystyle k}$${\ displaystyle E_ {A}}$ ${\ displaystyle T}$ ${\ displaystyle A}$ ${\ displaystyle R}$

${\ displaystyle k = A \ cdot \ mathrm {e} ^ {\ frac {-E _ {\ mathrm {A}}} {R \ cdot T}}}$

Å ta logaritmen til ligningen gir:

${\ displaystyle \ ln (k / A) = - {\ frac {E _ {\ mathrm {A}}} {R}} \ cdot {\ frac {1} {T}}}$

Siden den preeksponentielle faktoren ofte er tilstrekkelig uansett temperatur, gjelder verdien av : ${\ displaystyle A}$${\ displaystyle \ {k \}}$${\ displaystyle k}$

${\ displaystyle \ ln \ {k \} = - {\ frac {E _ {\ mathrm {A}}} {R}} \ cdot {\ frac {1} {T}} + \ mathrm {const.}}$

Hvis bestemmelsen av hastighetskonstantene for irreversible reaksjoner ved forskjellige temperaturer er vellykket, kan den tegnes mot og bestemmes fra skråningen til den rette linjen; se Arrhenius-grafen . ${\ displaystyle \ ln \ {k \}}$${\ displaystyle 1 / T}$${\ displaystyle E_ {A}}$

Hvis to hastighetskonstanter ( og ) av en reaksjon ved to temperaturer ( og ) er kjent, kan man bruke ${\ displaystyle k_ {1}}$${\ displaystyle k_ {2}}$${\ displaystyle T_ {1}}$${\ displaystyle T_ {2}}$

${\ displaystyle E _ {\ mathrm {A}} = {\ frac {R \ cdot T_ {1} \ cdot T_ {2}} {T_ {1} -T_ {2}}} \ ln {\ frac {k_ {1}} {k_ {2}}}}$

beregne aktiveringsenergien. Ligningen er en transformert forskjell mellom to logaritmiserte Arrhenius-ligninger (en for hver temperatur). I mange reaksjoner i løsning er aktiveringsenergien i området 50 kJ · mol ⁻¹ . En temperaturøkning fra 290  K til 300 K dobler nesten hastighetskonstanten (se RGT-regel ). Det skal imidlertid alltid bemerkes at med økende aktiveringsenergi (dvs. med økende stigning i Arrhenius-grafen ) økes effekten av temperaturavhengigheten. Reaksjoner med lav aktiveringsenergi (ca. 10 kJ · mol ⁻¹ ) blir bare litt akselerert ved å øke temperaturen. Frekvensen av reaksjoner med store aktiveringsenergier (ca. 60 kJ · mol ⁻¹ ) øker derimot kraftig med økende temperatur. Verdiene for de molare aktiveringsenergiene til mange vanlige reaksjoner er mellom 30 og 100 kJ · mol ⁻¹ .

I noen reaksjoner følger ikke temperaturavhengigheten av hastighetskonstanten Arrhenius-ligningen. Dette er for eksempel reaksjoner uten aktiveringsenergi, eksplosive reaksjoner, reaksjoner med oppstrøms likevekt og mange enzymatiske eller heterokatalytiske reaksjoner.

Teoretisk bakgrunn

Arrhenius 'modell beskriver faktisk ikke fullstendig prosessene som er involvert i en kjemisk reaksjon. Arrhenius-ligningen kan teoretisk begrunnes med den klassiske innvirkningsteorien . Den høye effekten av en temperaturøkning på reaksjonshastigheten er basert på den sterke økningen i andelen partikler som har nok energi til å overvinne barrieren. I tillegg øker frekvensen av kollisjonene (antall kollisjoner) av reaktantene med en økning i temperaturen. Økningen i antall kollisjoner fører imidlertid praktisk talt til en veldig liten økning i reaksjonshastigheten og går tapt som en komponent i den "temperaturuavhengige" pre-eksponensielle faktoren A i Arrhenius-ligningen . Hvis aktiveringsenergien er liten eller null, bestemmer antall kollisjoner eller diffusjonshastigheten reaksjonshastigheten. I følge Eyring (se også teorien om overgangstilstanden ) er fri entalpi av aktivering den avgjørende faktoren for reaksjonshastigheten. ${\ displaystyle \ Delta ^ {\ ddagger} G}$

katalyse

En katalysator reduserer aktiveringsenergien for kjemiske reaksjoner, men endrer ikke reaksjonens frie entalpi . Det antas at i nærvær av en katalysator dannes et kompleks med lavere aktiveringsenergi og dermed øker sannsynligheten for en reaksjon. ${\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G}$

Se også

• Bell-Evans-Polanyi-prinsippet

litteratur

• Se kinetikk (kjemi)

Individuelle bevis

1. ↑ Oppføring av aktiveringsenergi (Arrhenius aktiveringsenergi) . I: IUPAC Compendium of Chemical Terminology ("Gullboken") . doi : 10.1351 / goldbook.A00102 Versjon: 2.3.2.
2. ^ Jacobus Henricus van't Hoff, Études de dynamique chimique , Frederik Muller & Co., Amsterdam 1884, s. 114-118.
3. ^ Svante Arrhenius, Z. Phys. Chem. 1889, 4 , s. 226-248.
4. ↑ Hans Rudolf Christen: Grunnleggende om generell og uorganisk kjemi , Otto Salle, Frankfurt a. M., Sauerländer, Aarau, 9. utgave, 1988, s. 333.
5. ^ Hans Kuhn, Horst-Dieter Försterling: Principles of Physical Chemistry , John Wiley, Chichester, 1999, s.683 .
6. ^ Georg Job, Regina Rüffler: Physikalische Chemie , Vieweg + Teubner Verlag, Wiesbaden, 1. utgave 2011, s. 401–402.
7. ↑ Gerd Wedler: Textbook of Physical Chemistry , VCH, Weinheim, 3. utgave, 1987, s. 169.

weblenker

Wiktionary: Activation energy  - forklaringer på betydninger, ordets opprinnelse, synonymer, oversettelser

• Katalog over oppslagsverk og databaser med aktiveringsenergier
• Video: Hvordan bestemmer du aktiveringsenergien til en reaksjon? - Evaluering i henhold til ARRHENIUS . Jakob Günter Lauth (SciFox) 2013, gjort tilgjengelig av Technical Information Library (TIB), doi : 10.5446 / 15614 .