Energia di attivazione: concetti e equazione di Arrhenius
L’energia di attivazione è il livello minimo di energia richiesto affinché una reazione possa verificarsi ed è comunemente vista come una sorta di barriera energetica da superare.
Nei processi chimici esotermici, dove la variazione dell’energia libera di Gibbs è inferiore a zero, la reazione può procedere a ritmi diversi in base alla sua cinetica.
Nel contesto delle reazioni chimiche, la corretta collisione dei reagenti è fondamentale per la formazione di uno stato di transizione o di un complesso attivato, che richiede un’energia specifica chiamata energia di attivazione, misurata in Joule, Joule/mol o kcal/mol.
Grafico dell’energia di attivazione e equazione di Arrhenius
Un grafico dell’energia di attivazione mostra il profilo della reazione sull’asse delle ascisse e l’energia sull’asse delle ordinate. Sia nelle reazioni esotermiche, in cui viene rilasciata più energia rispetto a quella dei reagenti, che nelle reazioni endotermiche, che richiedono energia, entrambe necessitano di un’energia iniziale per avviare la reazione.
L’equazione di Arrhenius, formulata da Svante Arrhenius, stabilisce una relazione tra la velocità di una reazione e l’energia di attivazione attraverso l’equazione k = Ae^(-Ea/RT). In questa equazione, k rappresenta la costante di velocità, A è la costante di Arrhenius, Ea è l’energia di attivazione, R è la costante dei gas e T è la temperatura assoluta.
Questa equazione può essere trasformata in forma logaritmica come ln k = ln A – (Ea/RT), che mostra una retta con coefficiente angolare -Ea/RT quando rappresentata graficamente con 1/T sull’asse delle ascisse e ln k sull’asse delle ordinate.
Per calcolare l’energia di attivazione, è possibile utilizzare due valori di temperatura (T1 e T2) insieme alle rispettive costanti di velocità (k1 e k2) e applicare la formula Ea = R(ln k2 – ln k1)/ (1/T1 – 1/T2).
