Mi az aktivációs energia vagy az Ea a kémiában
Az aktiválási energia a reakció elindításához szükséges minimális energiamennyiség. Ez a potenciális energiagát magassága a reagensek és a termékek potenciális energiaminimumai között. Az aktiválási energiát E-vel jelöljük, és tipikusan kilojoule/mol (kJ/mol) vagy kilokalória/mol (kcal/mol) egység. Az "aktivációs energia" kifejezést Svante Arrhenius svéd tudós vezette be 1889-ben. Az Arrhenius-egyenlet az energiát a kémiai reakció bekövetkezési sebességéhez kapcsolja:
ahol k a reakciósebességi együttható, A a reakció frekvenciatényezője, e az irracionális szám (megközelítőleg 2,718), E a aktiválási energia, R az univerzális gázállandó és T az abszolút hőmérséklet (Kelvin).
Az Arrhenius-egyenletből látható, hogy a reakció sebessége a hőmérséklet függvényében változik. Általában ez azt jelenti, hogy egy kémiai reakció gyorsabban megy végbe magasabb hőmérsékleten. Vannak azonban olyan „negatív aktivációs energiák” esetek, amelyekben a reakció sebessége csökken a hőmérséklettel.
Miért van szükség az aktiválási energiára?
Ha két vegyi anyagot összekever, természetes módon csak kis számú ütközés következik be a reaktáns molekulák között a termékek előállításához. Ez különösen igaz, ha a molekulák alacsonyabb mozgási energiával rendelkeznek. Tehát, mielőtt a reagensek jelentős része termékekké alakulna, le kell győzni a rendszer szabad energiáját. Az aktiválási energia azt a reakciót adja, hogy valamihez nagyobb lendületre van szükség a elinduláshoz. Az exoterm reakciók aktiválásához energiára is szükség van a kezdéshez. Például egyetlen fa halom sem kezd önmagában égni. Egy meggyújtott gyufa biztosíthatja az aktiválási energiát az égés megkezdéséhez. Amint a kémiai reakció megkezdődik, a reakció által felszabaduló hő biztosítja az aktiválási energiát a termékben lévő reaktáns nagyobb részének átalakításához.
Néha egy kémiai reakció további energia hozzáadása nélkül megy végbe. Ebben az esetben a reakció aktiválási energiáját általában a környezeti hőmérsékletből származó hő szolgáltatja. A hő növeli a reaktáns molekulák mozgását, javítja egymás ütközési sebességét és növeli az ütközés erejét. A kombináció nagyobb valószínűséggel bontja meg a reaktánsok közötti kötéseket, lehetővé téve a termékek képződését.
Katalizátorok és aktiválási energia
Azokat az anyagokat, amelyek csökkentik egy kémiai reakció aktiválási energiáját, katalizátornak nevezzük. Alapvetően egy katalizátor a módosuló reakció átmeneti állapotán keresztül hat. A kémiai reakció nem fogyasztja a katalizátorokat, és nem kell megváltoztatniuk a reakció egyensúlyi állandóját.
Kapcsolat az aktivációs energia és a Gibbs-energia között
Az aktiválási energia egy olyan kifejezés az Arrhenius-egyenletben, amelyet arra használnak, hogy kiszámítsák a reaktánsokból a termékekbe való átmenet állapotának leküzdéséhez szükséges energiát. Az Eyring-egyenlet egy másik összefüggés, amely leírja a reakció sebességét, kivéve, hogy az aktivációs energia felhasználása helyett átmeneti állapotú Gibbs energiát tartalmaz. Az átmeneti állapot szabad energiája tényezők mind az entalpia, mind a reakció entrópiája során. Az aktiválási energia és a Gibbs-energia összefügg, de nem cserélhető fel.