Energia di attivazione nelle reazioni esotermiche e endotermiche: concetti e equazione di Arrhenius
L’energia di attivazione indica l’energia minima richiesta per far avvenire una reazione e può essere interpretata come una barriera di potenziale.
Le reazioni esotermiche, caratterizzate da una variazione dell’energia libera di Gibbs minore di zero, possono svolgersi in tempi variabili, determinati dall’aspetto cinetico della reazione.
Nel contesto delle reazioni chimiche, la corretta collisione tra reagenti è essenziale per formare uno stato di transizione o un complesso attivato con un’energia specifica, chiamata energia di attivazione, espressa in Joule, Joule/mol o kcal/mol.
Reazioni e energia: grafico e relazioni
Un grafico dell’energia di attivazione rappresenta il profilo della reazione sull’ascissa e l’energia sull’ordinata. Nelle reazioni esotermiche, in cui l’energia rilasciata è maggiore della energia dei reagenti, e nelle reazioni endotermiche, in cui è richiesta energia, entrambe richiedono un’energia iniziale per l’avvio della reazione.
Equazione di Arrhenius
Svante Arrhenius introdusse un’equazione che correla la velocità di una reazione con l’energia di attivazione: k = Ae^(-Ea/RT). Qui, k è 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.
L’equazione può essere espressa in forma logaritmica come ln k = ln A – (Ea/RT), che rappresenta una retta con coefficiente angolare -Ea/RT se rappresentata graficamente utilizzando 1/T sull’ascissa e ln k sull’ordinata.
Per calcolare l’energia di attivazione, è possibile utilizzare due valori della temperatura (T1 e T2) e le rispettive costanti di velocità (k1 e k2) e applicare la formula Ea = R(ln k2 – ln k1)/ (1/T1 – 1/T2).