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Energia di attivazione: reazioni esotermiche e endotermiche, equazione di Arrhenius

Energia di attivazione: concetti e equazione di Arrhenius

L’energia di attivazione è il livello minimo di energia richiesto affinché reazione possa verificarsi ed è comunemente vista come una sorta di barriera energetica da superare.

Nei processi chimici esotermici, dove la variazione dell’ di Gibbs è inferiore a zero, la reazione può procedere a ritmi diversi in base alla sua .

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 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 , 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).

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