Энергия активации это в химии кратко

Обновлено: 30.06.2024

в элементарных р-циях, миним. энергия реагентов (атомов, молекул и др. частиц), достаточная для того, чтобы они вступили в хим. р-цию, т. е. для преодоления барьера на пов-сти потенциальной энергии, отделяющего реагенты от продуктов р-ции. Потенциальный барьер - максимум потенциальной энергии, через к-рый должна пройти система в ходе элементарного акта хим. превращения. Высота потенциального барьера для любого пути, проходящего через переходное состояние, равна потенциальной энергии в переходном состоянии. Если в сложной р-ции, состоящей из последовательных и параллельных элементарных р-ций, имеется лимитирующая элементарная р-ция (р-ция с макс. характерным временем), то ее Э. а. является и Э. а. сложной р-ции. В макроскопич. хим. кинетике Э. а.- энергетич. параметр Е _а, > входящий в Аррениуса уравнение: где к - константа скорости; А- предэкспоненциальный множитель (постоянная или слабо зависящая от т-ры величина); k - константа Больцмана; Т - абс. т-ра. График зависимости lnkот 1/kT (аррениусов график) - прямая линия. Наблюдаемая Э. а. вычисляется из тангенса угла наклона этой прямой. В общем случае сложных р-ций параметр Е _а в ур-нии Аррениуса является ф-цией Э. а. отдельных стадий, и определяемая Э. а. наз. эффективной (эмпирической, кажущейся).
Любой процесс, сопровождающийся к.-л. изменением энергии, является экзотермическим в одном направлении и эндотермическим в другом. Э. а. экзотермич. и эндотермич. направлений р-ции, обозначаемые соотв. и , связаны соотношением:
где Q - .теплота р-ции при Т= 0. Качественная одномерная геом. иллюстрация связи Э. а. с высотой потенциального барьера и теплотой р-ции представлена на рис., где q -координата реакции (см.также Активированного комплекса теория); Е ₁ и Е ₂ -> уровни энергии соотв. основного состояния реагентов и продуктов р-ции.

Энергетич. схема элементарной реакции.

Для р-ций рекомбинации своб. радикалов (в т. ч. и атомов), а также для широкого класса экзотермич. ионно-молекулярных реакций Э. а. равна нулю или очень мала по сравнению с типичными значениями энергий хим. связей Е _св. Для р-ций, сопровождающихся одновременно разрывом одних и образованием других хим. связей, составляет обычно от сотых до десятых долей Е _св, если среди реагентов есть своб. радикалы, и сравнима с Е _св , если реагенты - химически насыщенные молекулы. м. б. аномально большой (напр., больше энергии возбуждения атома Е*) в р-циях тушения электронного возбуждения при столкновениях атомов: А* + А А + А, если точка пересечения термов реагентов и продуктов р-ции расположена высоко по сравнению с Е* или термы не пересекаются.
Известны эмпирич. корреляции, устанавливающие приближенную связь между Е _а и Qдля однотипных р-ций, напр. правило Поляни-Семенова:

где Е ₀ и - константы. Теоретич. расчеты Е _а производятся приближенными методами квантовой химии. Точные последовательные квантовомех. вычисления выполнены пока для систем, содержащих не более 3 электронов, напр. для 3 атомов водорода.
Для придания системе необходимой Э. а. используют нагревание, действие электромагнитного излучения и др., а также вводят катализаторы, направляющие хим. р-ции по пути с меньшей Э. а.

Лит.: Кондратьев В. Н., Никитин Е. Е., Тальрозе В. Л., в кн.: Низкотемпературная плазма, М., 1967, с. 13-34; Термические бимолекулярные реакции в газах, М., 1976; Кузнецов Н. М., Савров С. Д., "Химическая физика", 1990, т. 9, № 3, с. 356-69.

Раскалённая стружка стали, образующаяся от трения о кремень, обеспечивает энергию активации для зажигания газовой горелки. Теперь пламя не погаснет, так как реакция экзотермическая.

Энергия активации в химии — эмпирически определяемый параметр, характеризующий показательную зависимость константы скорости реакции от температуры [1] . Выражается в джоулях на моль. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии активации: E_a.

Энергия активации в физике — минимальное количество энергии, которое должны получить электроны донорной примеси, для того чтобы попасть в зону проводимости.

В химической модели, известной как Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся.
Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

При низкой (для определённой реакции) температуре большинство молекул обладают энергией меньшей, чем энергия активации, и неспособны преодолеть энергетический барьер. Однако в веществе всегда найдутся отдельные молекулы, энергия которых значительно выше средней. Даже при низких температурах большинство реакций продолжают идти. Увеличение температуры позволяет увеличить долю молекул, обладающих достаточной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер. Таким образом повышается скорость реакции.

Аррениус предположил, что реагировать между собой могут только те молекулы, которые находятся в активной форме, образующиеся из обычных молекул. Такие молекулы были названы активными, а энергия, необходимая для перевода обычных молекул в активное состояние, энергией активации.

В самом деле, в ходе химической реакции разрушаются одни и возникают другие молекулы, происходит изменение химических связей, т.е. перераспределение электронной плотности. Если бы старые связи в ходе реакции сразу полностью разрушались, то на это потребовалось бы большое количество энергии, и реакция протекала крайне медленно. Как показали исследования, в ходе реакции система проходит через переходное состояние, через образование активированного комплекса. Например, ход реакции

можно представить схемой

A – B + D ‑ C	→	A . . . B : : : : D . . . C	→	A B │ │ D C
Исходные молекулы	Активированный комплекс	Продукты реакции

В активированном комплексе старые связи еще не разорваны, но уже ослаблены, новые связи наметились, но еще не образовались. Время существования его не велико (10‾ 14 – 10‾ 11 с). При распаде комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования переходного комплекса необходима энергия. Система в переходном состоянии имеет более высокую энергию, чем в исходном и конечном состояниях.

Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации.

Образование активированного комплекса определяется энергией молекул. Молекула, энергия ко торой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. Доля таких молекул зависит от температуры. При высоких температурах доля активных молекул, энергия которых равна или выше энергии активации, велика и, соответственно, растет доля молекул способных к активным столкновениям с образованием активированного комплекса, т.е. реакции идут быстро. Чем выше энергия активации, тем меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические (рис.18). Высокая энергия активации (высокий энергетический барьер) является причиной того, что многие химические реакции при невысоких температурах не протекают, хотя термодинамически возможны (ΔG

можно представить схемой

A – B + D ‑ C	→	A . . . B : : : : D . . . C	→	A B │ │ D C
Исходные молекулы	Активированный комплекс	Продукты реакции

Изменение энергии во время химической реакции, энергетический барьер и энтальпия реакции (пример горения метана в кислороде).

Энергия активации - это концепция, введенная в 1889 году шведским ученым Сванте Аррениусом , который нашел эмпирический закон, носящий его имя и описывающий эволюцию скорости химической реакции с температурой. В его законе (см. Ниже) появляется термин, имеющий размерность молярной энергии, который он называет энергией активации.

Интуитивное значение, которое можно придать этому понятию, - это энергия, которая должна быть доставлена в химическую систему, чтобы реакция произошла. Эта энергия имеет тепловую природу.

Теоретический смысл, который может быть придан этому понятию, относится к уравнению Эйринга, которое вытекает из теоретической основы (а не из эмпирических измерений). В теории Эйринга (называемой теорией активированного комплекса ) энергия активации - это свободная энтальпия, которая разделяет энергию переходного состояния и энергию начального состояния.

Эту энергию активации можно уменьшить, используя катализатор .

Резюме

Закон Аррениуса и энергия активации

Выражение закона Аррениуса показывает энергию активации:

Определение энергии активации

Экспериментальный подход

Чтобы определить энергию активации, необходимо определить скорость реакции при двух разных температурах. Соотношение скоростей реакции (следовательно, констант скоростей) устраняет предэкспоненциальный фактор и дает доступ к . E ‡ >

Найденные значения всегда положительны, за исключением случая реакции, скорость которой уменьшится при повышении температуры. Существуют три случая:

что ферментативные реакции в диапазоне температур , где фермент деградирует. Затем скорость становится все медленнее и медленнее, когда температура увеличивается, потому что фермент все менее и менее активен;
некоторые реакции полимеризации, которые становятся обратимыми (деполимеризация) при высокой температуре;
случай окисления NO, который является единственным случаем одностадийной реакции. Уравнение реакции:

Теоретический подход

В некоторых случаях можно теоретически определить энергию активации. Теория Маркуса позволяет теоретически определить эту величину во время реакции с переносом электронов. Перенос электрона фактически происходит в комплексе, активированном на пересечении двух поверхностей потенциальной энергии, которые описывают начальное состояние и конечное состояние. Тогда энергия активации связана с энергией реакции квадратичным соотношением:

где λ - параметр реорганизации, имеющий размерность энергии.

Последствия

Практическое правило о сокращении продолжительности реакции

потому что T >> 10, то есть:

Это эффективно соответствует энергии активации и температуре, которые обычно используются в органической химии.

Химическое равновесие

Для химического равновесия энергии активации прямой реакции и обратной реакции равны только в том случае, если общая реакция является атермической. В случае экзотермической реакции энергия активации обратной реакции больше, чем у прямой реакции, и наоборот для эндотермической реакции .

Читайте также: