تعريف كيمياء طاقة التنشيط

طاقة التفعيل الحد الأدنى من الطاقة مطلوب لبدء أ رد فعل. إنه ارتفاع حاجز الطاقة الكامن بين الحد الأدنى للطاقة المحتملة للمفاعلات والمنتجات. يُشار إلى طاقة التنشيط بـ E_أ وعادة ما تحتوي على وحدات من الكيلوجول لكل مول (كيلو جول / مول) أو سعرات حرارية لكل مول (كيلو كالوري / مول). تم تقديم مصطلح "طاقة التنشيط" من قبل العالم السويدي Svante Arrhenius في عام 1889. معادلة Arrhenius تربط طاقة التنشيط معدل حيث يستمر التفاعل الكيميائي:

ك = Ae^{-Ea / (RT)}

حيث k هو معامل معدل التفاعل ، A هو عامل التردد للتفاعل ، e هو الرقم غير العقلاني (يساوي تقريبًا 2.718) ، E_أ هي طاقة التنشيط ، R هي ثابت الغاز العالمي ، و T هي درجة الحرارة المطلقة (كلفن).

من معادلة Arrhenius ، يمكن ملاحظة أن معدل التفاعل يتغير وفقًا لدرجة الحرارة. يعني هذا عادةً أن التفاعل الكيميائي يسير بسرعة أكبر عند درجة حرارة أعلى. ومع ذلك ، هناك عدد قليل من حالات "طاقة التنشيط السلبية" ، حيث ينخفض ​​معدل التفاعل مع درجة الحرارة.

إذا قمت بخلط مادتين كيميائيتين ، فلن يحدث سوى عدد قليل من التصادمات بشكل طبيعي بين الجزيئات المتفاعلة لصنع المنتجات. هذا صحيح بشكل خاص إذا كانت الجزيئات

في بعض الأحيان يستمر التفاعل الكيميائي دون إضافة أي طاقة إضافية. في هذه الحالة ، عادة ما يتم توفير طاقة تنشيط التفاعل بالحرارة من درجة الحرارة المحيطة. تزيد الحرارة من حركة الجزيئات المتفاعلة ، مما يحسن من احتمالات اصطدامها ببعضها البعض ويزيد من قوة الاصطدامات. هذا المزيج يجعل من المحتمل أن تنكسر الروابط بين المتفاعل ، مما يسمح بتكوين المنتجات.

تسمى المادة التي تقلل طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي أ عامل حفاز. بشكل أساسي ، يعمل المحفز عن طريق تعديل حالة الانتقال للتفاعل. لا يستهلك التفاعل الكيميائي المحفزات ولا يغير ثابت التوازن للتفاعل.

طاقة التنشيط هي مصطلح في معادلة Arrhenius تستخدم لحساب الطاقة اللازمة للتغلب على حالة الانتقال من المواد المتفاعلة إلى المنتجات. معادلة Eyring هي علاقة أخرى تصف معدل التفاعل ، باستثناء أنه بدلاً من استخدام طاقة التنشيط ، فإنها تتضمن طاقة جيبس ​​للحالة الانتقالية. إن طاقة جيبس ​​لعوامل الحالة الانتقالية في كل من المحتوى الحراري والانتروبيا للتفاعل. ترتبط طاقة التنشيط وطاقة جيبس ​​ببعضها البعض ، ولكن لا يمكن استبدالها.