انرژی فعال سازی و نمودار انرژی-پیشرفت واکنش

۱. انرژی فعال‌سازی (\(Ea​\)​) چیست؟

برای آنکه یک واکنش شیمیایی رخ دهد، واکنشدهنده‌ها باید با انرژی کافی به یکدیگر برخورد کنند تا پیوندهای اولیه شکسته شده و پیوندهای جدید تشکیل شوند.

- تعریف: حداقل انرژی لازم برای شروع یک واکنش شیمیایی را انرژی فعال‌سازی (Activation Energy) می‌نامند و با\(Ea​\)​ نشان می‌دهند.

- واکنش‌های سریع و کند:

 - هرچه \(Ea​\) یک واکنش کمتر باشد، تعداد برخورد‌های مؤثر در واحد زمان بیشتر و در نتیجه سرعت واکنش بالاتر است (مانند واکنش انفجاری سدیم با آب).

 - هرچه \(Ea​\)​ یک واکنش بیشتر باشد، مولکول‌های کمتری انرژی کافی برای عبور از سد انرژی دارند و سرعت واکنش پایین‌تر است (مانند زنگ زدن آهن در هوا).

- نکته: انرژی فعال‌سازی همواره مقداری مثبت است (\(0​>Ea\)).

۲. انرژی فعال‌سازی رفت \(\mathbf{(}\mathbf{Ea}\mathbf{(}\mathbf{1}\mathbf{)}\mathbf{}\mathbf{)}\) و برگشت \(\mathbf{(}\mathbf{Ea}\mathbf{(}\mathbf{2}\mathbf{)}\mathbf{}\mathbf{)}\)

در یک واکنش برگشت‌پذیر:

- انرژی فعال‌سازی رفت \(\mathbf{(}{\mathbf{Ea}\mathbf{\ }}_{\mathbf{رفت}\mathbf{}}\mathbf{یا\ }\mathbf{Ea}_{\mathbf{1}}\mathbf{}\mathbf{)}\): تفاوت سطح انرژی پیچیده فعال (نوک قله نمودار انرژی-پیشرفت)و سطح انرژی واکنشدهنده‌ها است.

- انرژی فعال‌سازی برگشت (\(\mathbf{E}\mathbf{a}_{\mathbf{برگشت}}\mathbf{}\mathbf{\ یا}\mathbf{E}\mathbf{a}_{\mathbf{2}}\)​): تفاوت سطح انرژی پیچیده فعال(نوک قله نمودار انرژی- پیشرفت) و سطح انرژی فرآورده‌ها است.

\[\mathbf{\Delta H = H}\mathbf{\text{فرآورده ها}}\mathbf{ - H}\mathbf{\text{واکنش دهنده‌ها}}\mathbf{}\]

رابطه ریاضی بین \(\mathbf{\Delta H}\) و انرژی‌های فعال‌سازی:

\[\mathbf{\Delta H = Ea(}\mathbf{رفت}\mathbf{) - Ea(}\mathbf{برگشت}\mathbf{)}\]

۳. مقایسه واکنش‌های گرماده و گرماگیر

نکته بسیار مهم: تغییرات با دما:افزایش دما انرژی فعال‌سازی (Ea​) را تغییر نمی‌دهد؛ بلکه میانگین انرژی جنبشی ذرات را افزایش داده یعنی انرژی فعالسازی با افزایش دما تامین می شود و مولکول ها می توانند از قله عبورر کنند.