Aktivointienergia

Kohteesta Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

Aktivointi- eli aktivoitumis- eli aktivaatioenergia on kemiassa ja biologiassa se energia, joka tarvitaan käynnistämään kemiallinen reaktio. Aktivointienergiaa merkitään yleensä symbolilla Ea. Aktivointienergia on reaktion siirtymätilan energian ja lähtöaineiden energioiden summan erotus.

Aktivoitumisenergialle voidaan antaa seuraava kvalitatiivinen tulkinta. Jotta reaktio tapahtuisi kahden pysyvän molekyylin (tai atomin) välillä, on niiden absorboitava tietty määrä energiaa, jotta vanhat sidokset voisivat avautua ja uudet muodostua. Tätä energiamäärää voidaan kutsua aktivoitumisenergiaksi. Vaikka reaktio olisi eksoterminen, on siihen tuotava aktivointienergian suuruinen energiamäärä, ennen kuin reaktio tapahtuu. Suuri aktivoitumisenergia voi estää muuten spontaanin reaktion tapahtumista nopeasti. ( Mortimer 1999)

Aktivointienergia katalysoidulle (sininen käyrä) ja katalysoimattomalle (punainen käyrä) reaktiolle.

Arrheniuksen yhtälö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Reaktionopeusvakion k arvo riippuu lämpötilasta seuraavan yhtälön mukaisesti , jossa A on tutkittavalle reaktiolle ominainen vakio jota nimetään frekvenssitekijäksi, e on luonnollisen logaritmijärjestelmän kantaluku, Ea   on reaktion aktivointienergia (J/mol), R on yleinen kaasuvakio ja T on absoluuttinen lämpötila. Frekvenssitekijä sisältää muut reaktionopeuteen vaikuttavat tekijät, kuten molekyylien törmäystaajuuden ja geometriset vaatimukset törmäävien molekyylien asennolle toistensa suhteen. Yhtälön esitti ensimmäisenä Svante Arrhenius, jonka mukaan se on nimetty.  Arrheniuksen yhtälö on vain likimääräinen, mutta useissa tapauksissa riittävän tarkka arvioimaan reaktionopeutta. Yksivaiheiselle reaktiolle tekijä  edustaa niiden molekyylien osuutta, jotka saavuttavat onnistuneen reaktion tarvitseman aktivointienergian. Yhtälö pätee myös monivaiheisiin reaktioihin. (Laitinen 1982)

Katalyysi[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Katalyytti on aine, joka lisää reaktion nopeutta, mutta jota ei kulu reaktiossa. Pienikin määrä katalyyttiä riittää nopeuttamaan reaktiota moninkertaisesti. On havaittu, että katalyytti pienentää sekä eteenpäin, että taaksepäin menevän yhtälön aktivointienergiaa. Lisäksi, koska se ei vaikuta vaikuta reaktion stoikiometriaan, katalyytillä ei ole vaikutusta kemiallisen tasapainon sijaintiin. (Mortimer 1999) 

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • Risto Laitinen & Jukka Toivonen, Yleinen ja epäorgaaninen kemia, 1982
  • Charles E. Mortimer, Kemia, 1999

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.