طاقة التنشيط الكيميائي: مكوناتها ، الحساب - كيمياء - 2025

تشير طاقة التنشيط الكيميائي (من وجهة نظر الدراسات الحركية) إلى أقل كمية من الطاقة المطلوبة لبدء تفاعل كيميائي. وفقًا لنظرية الاصطدام في الحركية الكيميائية ، يُقال إن جميع الجزيئات المتحركة لديها قدر معين من الطاقة الحركية.

هذا يعني أنه كلما زادت سرعة حركته ، زاد حجم طاقته الحركية. بهذا المعنى ، لا يمكن تقسيم الجزيء الذي يحمل حركة سريعة إلى أجزاء من تلقاء نفسه ، لذلك يجب أن يحدث تصادم بينه وبين جزيء آخر حتى يحدث تفاعل كيميائي.

عندما يحدث هذا - عندما يكون هناك تصادم بين الجزيئات - يتحول جزء من طاقتها الحركية إلى طاقة اهتزازية. وبالمثل ، إذا كانت الطاقة الحركية عالية في بداية العملية ، فإن الجزيئات التي تشارك في الاصطدام ستظهر اهتزازًا كبيرًا بحيث يتم كسر بعض الروابط الكيميائية الموجودة.

يشكل تكسير الروابط الخطوة الأولى في تحويل المواد المتفاعلة إلى منتجات ؛ وهذا يعني ، في تشكيل هذه. على العكس من ذلك ، إذا كانت الطاقة الحركية صغيرة الحجم في بداية هذه العملية ، فستكون هناك ظاهرة "ارتداد" للجزيئات ، والتي من خلالها ستنفصل عمليا سليمة.

مما تتكون؟

بدءًا من مفهوم التصادم بين الجزيئات لبدء التفاعلات الكيميائية الموصوفة سابقًا ، يمكن القول أن هناك حدًا أدنى من الطاقة اللازمة لحدوث التصادم.

لذلك ، إذا كانت قيمة الطاقة أقل من هذا الحد الأدنى الضروري ، فلن يكون هناك ببساطة أي تغيير بين الجزيئات بعد حدوث الاصطدام ، مما يعني أنه في حالة غياب هذه الطاقة ، تظل الأنواع المعنية سليمة عمليًا ولن تحدث. أي تغيير بسبب هذا الحادث.

في ترتيب الأفكار هذا ، يُطلق على الحد الأدنى من الطاقة اللازمة للتغيير بعد الاصطدام بين الجزيئات طاقة التنشيط.

بمعنى آخر ، يجب أن تمتلك الجزيئات المتورطة في تصادم كمية إجمالية من الطاقة الحركية تساوي أو تزيد عن طاقة التنشيط حتى يحدث تفاعل كيميائي.

وبالمثل ، في كثير من الحالات ، تتصادم الجزيئات وتنتج نوعًا جديدًا يسمى المركب المنشط ، وهي بنية تسمى أيضًا "الحالة الانتقالية" لأنها موجودة بشكل مؤقت فقط.

يحدث بسبب الأنواع المتفاعلة بسبب الاصطدام وقبل تكوين نواتج التفاعل.

مركب منشط

يشكل المركب المنشط المذكور أعلاه نوعًا يتمتع باستقرار منخفض جدًا ولكنه ، بدوره ، لديه قدر كبير من الطاقة الكامنة.

يوضح الرسم البياني التالي تحول المواد المتفاعلة إلى نواتج ، معبراً عنها من حيث الطاقة ، مع ملاحظة أن حجم طاقة المركب النشط المتكون أكبر بكثير من المواد المتفاعلة والمنتجات.

إذا كانت المنتجات في نهاية التفاعل تتمتع باستقرار أكبر من المواد المتفاعلة ، فإن إطلاق الطاقة على شكل حرارة يحدث ، مما يؤدي إلى تفاعل طارد للحرارة.

على العكس من ذلك ، إذا أدت المواد المتفاعلة إلى استقرار أكبر من المنتجات ، فهذا يعني أن خليط التفاعل يُظهر امتصاصًا للطاقة في شكل حرارة من محيطه ، مما يؤدي إلى تفاعل ماص للحرارة.

وبالمثل ، في حالة حدوث حالة أو أخرى ، يجب إنشاء مخطط مثل الحالة الموضحة سابقًا ، حيث يتم رسم الطاقة الكامنة للنظام التي تتفاعل مع تقدم التفاعل أو تقدمه.

وبالتالي ، يتم الحصول على تغيرات الطاقة الكامنة التي تحدث أثناء استمرار التفاعل وتحويل المواد المتفاعلة إلى منتجات.

كيف يتم حسابها؟

ترتبط طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي ارتباطًا وثيقًا بثابت معدل التفاعل المذكور ، ويتم تمثيل اعتماد هذا الثابت فيما يتعلق بدرجة الحرارة بمعادلة أرهينيوس:

ك = Ae ^{-Ea / RT}

في هذا التعبير ، يمثل k ثابت معدل التفاعل (الذي يعتمد على درجة الحرارة) ويطلق على المعلمة A عامل التردد ، وهو مقياس لتكرار التصادمات بين الجزيئات.

من جانبها ، تعبر e عن قاعدة سلسلة اللوغاريتمات الطبيعية. يتم رفعه إلى قوة مساوية للحاصل السلبي لطاقة التنشيط (Ea) بين الناتج الناتج لثابت الغاز (R) ودرجة الحرارة المطلقة (T) للنظام المراد مراعاته.

وتجدر الإشارة إلى أنه يمكن اعتبار عامل التردد ثابتًا في أنظمة تفاعل معينة على مدى واسع من درجات الحرارة.

هذا التعبير الرياضي افترضه في الأصل الكيميائي الهولندي جاكوبوس هنريكوس فانت هوف في عام 1884 ، لكن من أعطاها صدقًا علميًا وفسر فرضيتها كان الكيميائي السويدي سفانتي أرهينيوس في عام 1889.

حساب طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي

تحدد معادلة أرهينيوس التناسب المباشر الموجود بين معدل ثابت للتفاعل وتواتر الاصطدامات بين الجزيئات.

وبالمثل ، يمكن تمثيل هذه المعادلة بطريقة أكثر ملاءمة من خلال تطبيق خاصية اللوغاريتمات الطبيعية على كل جانب من جوانب المعادلة ، والحصول على:

ln k = ln A - Ea / RT

عندما يتم إعادة ترتيب المصطلحات من حيث الحصول على معادلة الخط (y = mx + b) ، يتم الحصول على التعبير التالي:

ln ل = (- Ea / R) (1 / T) + ln A

لذلك ، عند إنشاء رسم بياني لـ ln k مقابل 1 / T ، يتم الحصول على خط مستقيم ، حيث يمثل ln k الإحداثي و (-Ea / R) يمثل ميل الخط (m) ، (1 / T) يمثل الإحداثي x ، ويمثل ln A التقاطع مع المحور الإحداثي (ب).

كما يتضح ، فإن الميل الناتج عن هذا الحساب يساوي قيمة –Ea / R. هذا يعني أنه إذا كنت ترغب في الحصول على قيمة طاقة التنشيط عن طريق هذا التعبير ، فيجب عليك إجراء توضيح بسيط ينتج عنه:

Ea = –mR

نعلم هنا قيمة m و R ثابت يساوي 8.314 J / K · mol.

كيف تؤثر طاقة التنشيط على معدل التفاعل؟

عند محاولة تصوير طاقة التنشيط ، يمكن اعتبارها حاجزًا لا يسمح بحدوث تفاعل بين جزيئات الطاقة المنخفضة.

كما هو الحال في التفاعل الشائع ، يحدث أن عدد الجزيئات التي يمكن أن تتفاعل كبير جدًا ، ويمكن أن تكون السرعة - وبشكل مكافئ ، الطاقة الحركية لهذه الجزيئات - متغيرة للغاية.

يحدث بشكل عام أن كمية صغيرة فقط من إجمالي الجزيئات التي تتعرض للتصادم - تلك التي لديها سرعة أكبر في الحركة - لديها طاقة حركية كافية لتكون قادرة على تجاوز حجم طاقة التنشيط. لذا فإن هذه الجزيئات مناسبة وقادرة على أن تكون جزءًا من التفاعل.

وفقًا لمعادلة أرهينيوس ، تشير الإشارة السالبة - التي تسبق الحاصل بين طاقة التنشيط ومنتج ثابت الغاز ودرجة الحرارة المطلقة - إلى أن ثابت المعدل يتناقص نظرًا لوجود زيادة في طاقة التنشيط ، فضلا عن النمو عندما ترتفع درجة الحرارة.

أمثلة على حساب طاقة التنشيط

لحساب طاقة التنشيط من خلال إنشاء رسم بياني ، وفقًا لمعادلة أرهينيوس ، تم قياس ثوابت المعدل لتفاعل تحلل الأسيتالديهيد عند خمس درجات حرارة مختلفة ، ومن المرغوب فيه تحديد طاقة التنشيط للتفاعل ، والذي يتم التعبير عنه على النحو التالي:

CH ₃ CHO (ز) → CH ₄ (ز) + CO (ز)

بيانات القياسات الخمسة هي كما يلي:

ك (1 / م ^1/2 ث): 0.011 - 0.035 - 0.105 - 0.343 - 0.789

ت (ك): 700-730-760-790-810

بادئ ذي بدء ، لحل هذا المجهول وتحديد طاقة التنشيط ، يجب إنشاء رسم بياني لـ ln k vs 1 / T (y vs x) ، للحصول على خط مستقيم ومن هنا أخذ المنحدر وإيجاد قيمة Ea ، كما هو موضح.

تحويل بيانات القياس ، وفقًا لمعادلة أرهينيوس ، تم العثور على القيم التالية لـ y و x ، على التوالي:

ln k: (-4.51) - (-3.35) - (-2.254) - (-1.070) - (-0.237)

1 / T (K ^-1): 1.43 * 10 ^-3 - 1.37 * 10 ^-3 - 1.32 * 10 ^-3 - 1.27 * 10 ^-3 - 1.23 * 10 ^-3

من هذه القيم ومن خلال الحساب الرياضي للميل - سواء على جهاز كمبيوتر أو آلة حاسبة ، باستخدام التعبير م = (Y ₂ -Y ₁) / (X ₂ -X ₁) أو باستخدام طريقة الانحدار الخطي- نحصل على ذلك m = -Ea / R = -2.09 * 10 ⁴ K. وهكذا:

Ea = (8.314 J / K · mol) (2.09 * 10 ⁴ K)

= 1.74 * 10 ⁵ = 1.74 * 10 ² كيلوجول / مول

لتحديد طاقات التنشيط الأخرى بيانياً ، يتم تنفيذ إجراء مماثل.

المراجع

1. ويكيبيديا. (سادس). طاقة التفعيل. تعافى من en.wikipedia.org
2. تشانغ ، ر. (2007). الكيمياء ، الطبعة التاسعة. المكسيك: ماكجرو هيل.
3. بريتانيكا ، إي (بدون تاريخ). طاقة التفعيل. تعافى من britannica.com
4. مور ، جي دبليو وبيرسون ، آر جي (1961). الحركية والآلية. تعافى من books.google.co.ve
5. كايش ، هـ. (2003). تآكل المعادن: المبادئ الفيزيائية والكيميائية والمشاكل الحالية. تم الحصول عليها من books.google.co.ve