ENERGI AKTIVASI KIMIA: TERDIRI DARI APA, PERHITUNGAN - KIMIA - 2024

The energi aktivasi kimia (dari sudut pandang studi kinetik) mengacu pada sedikitnya jumlah energi yang dibutuhkan untuk memulai reaksi kimia. Menurut teori tumbukan dalam kinetika kimia, semua molekul yang bergerak dikatakan memiliki sejumlah energi kinetik.

Artinya semakin besar kecepatan gerakannya, semakin besar pula besar energi kinetiknya. Dalam pengertian ini, molekul yang membawa gerakan cepat tidak dapat dibagi menjadi fragmen-fragmen dengan sendirinya, sehingga tabrakan harus terjadi antara molekul tersebut dan molekul lain agar reaksi kimia berlangsung.

Ketika ini terjadi - ketika ada tabrakan antar molekul - sebagian kecil dari energi kinetik mereka diubah menjadi energi getaran. Demikian juga, jika pada awal proses energi kinetik tinggi, molekul yang berpartisipasi dalam tumbukan akan menimbulkan getaran yang begitu besar sehingga beberapa ikatan kimia yang ada akan rusak.

Pemutusan ikatan ini merupakan langkah pertama dalam transformasi reaktan menjadi produk; artinya, dalam formasi ini. Sebaliknya, jika pada awal proses ini energi kinetik kecil, akan terjadi fenomena "rebound" molekul, yang melaluinya mereka akan terpisah secara praktis.

Terdiri dari apa?

Mulai dari konsep tumbukan antar molekul hingga memulai reaksi kimia yang telah dijelaskan sebelumnya, dapat dikatakan bahwa ada jumlah energi minimum yang dibutuhkan untuk terjadinya tumbukan.

Jadi, jika nilai energi kurang dari nilai minimum yang diperlukan, tidak akan ada perubahan antara molekul setelah tumbukan terjadi, yang berarti bahwa jika energi ini tidak ada, spesies yang terlibat praktis tetap utuh dan tidak akan terjadi. perubahan apa pun karena kecelakaan ini.

Dalam urutan gagasan ini, energi minimum yang diperlukan untuk perubahan terjadi setelah tumbukan antar molekul disebut energi aktivasi.

Dengan kata lain, molekul yang terlibat dalam tabrakan harus memiliki jumlah total energi kinetik yang sama atau lebih besar dari energi aktivasi agar reaksi kimia terjadi.

Demikian pula, dalam banyak kasus molekul bertabrakan dan menghasilkan spesies baru yang disebut kompleks aktif, sebuah struktur yang juga disebut "keadaan transisi" karena hanya ada sementara.

Hal ini disebabkan oleh spesies yang bereaksi akibat tumbukan dan sebelum pembentukan produk reaksi.

Kompleks yang diaktifkan

Kompleks teraktivasi yang disebutkan di atas membentuk spesies yang memiliki stabilitas sangat rendah, tetapi memiliki energi potensial yang besar.

Diagram berikut menunjukkan transformasi reaktan menjadi produk, dinyatakan dalam energi dan mencatat bahwa besarnya energi kompleks teraktivasi yang terbentuk jauh lebih besar daripada reaktan dan produk.

Jika pada akhir reaksi produk memiliki kestabilan yang lebih besar daripada zat reaktan, maka terjadi pelepasan energi dalam bentuk panas, sehingga terjadi reaksi eksoterm.

Sebaliknya, jika reaktan menghasilkan kestabilan yang lebih besar daripada produknya, itu berarti campuran reaksi tersebut memanifestasikan penyerapan energi dalam bentuk panas dari sekitarnya, sehingga terjadi reaksi endotermik.

Demikian juga, jika satu kasus atau lainnya terjadi, diagram seperti yang ditunjukkan sebelumnya harus dibuat, di mana energi potensial sistem yang bereaksi terhadap kemajuan atau kemajuan reaksi diplot.

Dengan demikian, perubahan energi potensial yang terjadi saat reaksi berlangsung dan reaktan diubah menjadi produk diperoleh.

Bagaimana cara menghitungnya?

Energi aktivasi dari reaksi kimia terkait erat dengan konstanta laju reaksi tersebut, dan ketergantungan konstanta ini terhadap suhu ditunjukkan dengan persamaan Arrhenius:

k = Ae ^{-Ea / RT}

Dalam ungkapan ini k mewakili konstanta laju reaksi (yang bergantung pada suhu) dan parameter A disebut faktor frekuensi, dan merupakan ukuran frekuensi tumbukan antar molekul.

Untuk bagiannya, e mengekspresikan basis dari deretan logaritma natural. Ini dinaikkan ke daya yang sama dengan hasil bagi negatif energi aktivasi (Ea) antara produk yang dihasilkan dari konstanta gas (R) dan suhu absolut (T) dari sistem yang akan dipertimbangkan.

Perlu dicatat bahwa faktor frekuensi dapat dianggap sebagai konstanta dalam sistem reaksi tertentu pada rentang suhu yang luas.

Ekspresi matematika ini awalnya diasumsikan oleh ahli kimia Belanda Jacobus Henricus van't Hoff pada tahun 1884, tetapi orang yang memberikan validitas ilmiah dan menafsirkan premisnya adalah ahli kimia Swedia Svante Arrhenius, pada tahun 1889.

Perhitungan energi aktivasi reaksi kimia

Persamaan Arrhenius menentukan proporsionalitas langsung yang ada antara konstanta laju reaksi dan frekuensi tumbukan antar molekul.

Demikian juga, persamaan ini dapat direpresentasikan dengan cara yang lebih mudah dengan menerapkan sifat logaritma natural ke setiap sisi persamaan, sehingga diperoleh:

ln k = ln A - Ea / RT

Ketika suku-suku disusun kembali untuk mendapatkan persamaan garis (y = mx + b), persamaan berikut diperoleh:

ln k = (- Ea / R) (1 / T) + ln A

Jadi, ketika membuat grafik ln k terhadap 1 / T, diperoleh garis lurus, di mana ln k mewakili koordinat dan, (-Ea / R) mewakili kemiringan garis (m), (1 / T) mewakili koordinat x, dan ln A mewakili perpotongan dengan sumbu ordinat (b).

Seperti yang bisa dilihat, kemiringan yang dihasilkan dari perhitungan ini sama dengan nilai –Ea / R. Ini menyiratkan bahwa, jika Anda ingin mendapatkan nilai energi aktivasi melalui ungkapan ini, Anda harus melakukan klarifikasi sederhana, menghasilkan:

Ea = –mR

Di sini kita mengetahui nilai m dan R adalah konstanta 8,314 J / K · mol.

Bagaimana energi aktivasi mempengaruhi laju reaksi?

Ketika mencoba untuk mendapatkan gambaran energi aktivasi, ini dapat dilihat sebagai penghalang yang tidak memungkinkan terjadinya reaksi antara molekul energi yang lebih rendah.

Seperti dalam reaksi umum, terjadi bahwa jumlah molekul yang dapat bereaksi cukup besar, kecepatan - dan ekuivalen, energi kinetik molekul ini - bisa sangat bervariasi.

Umumnya terjadi bahwa hanya sejumlah kecil dari semua molekul yang mengalami tabrakan - yang memiliki kecepatan gerakan lebih besar - memiliki cukup energi kinetik untuk dapat melebihi besarnya energi aktivasi. Jadi molekul-molekul ini cocok dan dapat menjadi bagian dari reaksi.

Menurut persamaan Arrhenius, tanda negatif -yang mendahului hasil bagi antara energi aktivasi dan produk konstanta gas dan suhu absolut- menyiratkan bahwa konstanta laju menurun karena ada peningkatan energi aktivasi, serta pertumbuhan saat suhu meningkat.

Contoh perhitungan energi aktivasi

Untuk menghitung energi aktivasi dengan membuat grafik, menurut persamaan Arrhenius, konstanta laju reaksi dekomposisi asetaldehida telah diukur pada lima temperatur berbeda dan diinginkan untuk menentukan energi aktivasi. untuk reaksi, yang dinyatakan sebagai:

CH ₃ CHO (g) → CH ₄ (g) + CO (g)

Adapun data untuk kelima pengukuran tersebut adalah sebagai berikut:

k (1 / M ^1/2 dtk): 0,011 - 0,035 - 0,105 - 0,343 - 0,789

T (K): 700-730-760-790-810

Pertama-tama, untuk menyelesaikan yang tidak diketahui ini dan menentukan energi aktivasi, grafik ln k vs 1 / T (y vs x) harus dibuat, untuk mendapatkan garis lurus dan dari sini ambil kemiringan dan temukan nilai Ea, seperti yang dijelaskan.

Transformasi data pengukuran, menurut persamaan Arrhenius, nilai-nilai berikut ditemukan untuk y dan x, masing-masing:

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

Dari nilai-nilai ini dan melalui perhitungan matematis kemiringan -baik di komputer atau kalkulator, menggunakan ekspresi m = (Y ₂ -Y ₁ ) / (X ₂ -X ₁ ) atau menggunakan metode regresi linier- kita mendapatkan bahwa m = -Ea / R = -2.09 * 10 ⁴ K. Jadi:

Ea = (8,314 J / K mol) (2,09 * 10 ⁴ K)

= 1,74 * 10 ⁵ = 1,74 * 10 ² kJ / mol

Untuk menentukan energi aktivasi lainnya secara grafis, prosedur serupa dilakukan.

Referensi

1. Wikipedia. (sf). Energi Aktivasi. Dipulihkan dari en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kimia, edisi kesembilan. Meksiko: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (nd). Energi aktivasi. Diperoleh dari britannica.com
4. Moore, JW dan Pearson, RG (1961). Kinetika dan Mekanisme. Dipulihkan dari books.google.co.ve
5. Kaesche, H. (2003). Korosi Logam: Prinsip Fisikokimia dan Masalah Saat Ini. Diperoleh dari books.google.co.ve