Katalizator i energia aktywacji
Chemia
Zestaw wyjaśnia, czym jest energia aktywacji, jak katalizator wpływa na szybkość reakcji oraz dlaczego nie zmienia jej efektu energetycznego. Zawiera definicje, zależności, przykłady i pytania w stylu maturalnym dotyczące wykresów energetycznych oraz czynników wpływających na przebieg reakcji.
1.Energia aktywacji
Minimalna energia, jaką muszą mieć reagujące cząsteczki podczas zderzenia, aby mogła zajść reakcja chemiczna. Im większa energia aktywacji, tym zwykle wolniejsza reakcja w danej temperaturze.
2.Kompleks aktywny
Nietrwały stan pośredni powstający podczas skutecznego zderzenia cząsteczek. Jego energia jest wyższa niż energia substratów i produktów.
3.Zderzenie skuteczne
Zderzenie cząsteczek, które prowadzi do reakcji, ponieważ cząsteczki mają odpowiednią orientację i energię co najmniej równą energii aktywacji.
4.Katalizator
Substancja, która zmienia szybkość reakcji, najczęściej ją zwiększając, uczestnicząc w alternatywnej drodze reakcji o mniejszej energii aktywacji. Po reakcji katalizator odtwarza się.
5.Kataliza
Zjawisko zmiany szybkości reakcji pod wpływem katalizatora. Katalizator może działać jako substancja jednorodna w tej samej fazie co reagenty albo jako substancja niejednorodna na powierzchni innej fazy.
6.Alternatywna droga reakcji
Inny mechanizm przebiegu reakcji, możliwy dzięki obecności katalizatora. Droga ta wymaga mniejszej energii aktywacji niż droga bez katalizatora.
7.Szybkość reakcji
Miara tego, jak szybko zmieniają się stężenia substratów lub produktów w czasie. Katalizator zwiększa szybkość reakcji, ponieważ umożliwia większej liczbie cząsteczek zderzenia skuteczne.
8.Reakcja egzoenergetyczna
Reakcja, w której układ przekazuje energię do otoczenia, najczęściej w postaci ciepła. Produkty mają mniejszą energię niż substraty.
9.Reakcja endoenergetyczna
Reakcja, w której układ pobiera energię z otoczenia. Produkty mają większą energię niż substraty.
10.Wpływ katalizatora na efekt energetyczny
Katalizator nie zmienia energii substratów ani produktów, dlatego nie zmienia efektu energetycznego reakcji. Zmniejsza jedynie energię aktywacji potrzebną do jej zajścia.
Notatka
Energia aktywacji i zderzenia cząsteczek
Reakcja chemiczna nie zachodzi przy każdym zderzeniu cząsteczek. Zderzenie musi mieć odpowiednią orientację oraz wystarczającą energię. Energia aktywacji to minimalna energia potrzebna do rozpoczęcia przemiany chemicznej. Stan o najwyższej energii na drodze reakcji nazywa się kompleksem aktywnym.
Podczas reakcji cząsteczki muszą pokonać energetyczną barierę. Jeżeli energia zderzenia jest mniejsza od energii aktywacji, cząsteczki mogą się zderzyć, ale nie powstają produkty.
Ważne
Energia aktywacji nie jest tym samym co efekt energetyczny reakcji. Pierwsza opisuje barierę rozpoczęcia reakcji, a drugi — różnicę energii między substratami i produktami.
Czym jest katalizator
Katalizator to substancja, która zmienia szybkość reakcji, najczęściej ją zwiększając, i po zakończeniu przemiany zostaje odtworzona. Katalizator uczestniczy w poszczególnych etapach procesu, lecz nie jest trwałym substratem ani produktem reakcji.
Działa przez udostępnienie alternatywnej drogi reakcji. Droga ta wymaga mniejszej energii aktywacji niż przebieg bez katalizatora. Dzięki temu w tych samych warunkach większa liczba cząsteczek może uczestniczyć w zderzeniach skutecznych.
Katalizator nie dostarcza całej energii potrzebnej do reakcji. Nie powoduje także, że reakcja staje się możliwa bez zderzeń cząsteczek.
Zapamiętaj
Katalizator obniża energię aktywacji i przyspiesza reakcję, ale nie zmienia jej substratów, produktów ani efektu energetycznego.
Wpływ na szybkość reakcji
Szybkość reakcji określa, jak szybko zmieniają się stężenia substratów lub produktów. Katalizator zwiększa szybkość, ponieważ obniżenie energii aktywacji powoduje wzrost liczby zderzeń skutecznych w jednostce czasu.
Na szybkość reakcji wpływają również inne czynniki:
- temperatura — jej wzrost zwiększa średnią energię kinetyczną cząsteczek;
- stężenie reagentów — większe stężenie zwykle oznacza częstsze zderzenia;
- ciśnienie gazów — wzrost ciśnienia może zwiększyć częstość zderzeń cząsteczek gazu;
- stopień rozdrobnienia ciała stałego — większa powierzchnia kontaktu zwykle przyspiesza reakcję;
- obecność katalizatora — zmniejsza energię aktywacji.
Przykład
Enzymy są biologicznymi katalizatorami. Przyspieszają reakcje zachodzące w organizmach, ponieważ umożliwiają ich przebieg przy niższej energii aktywacji.
Wykres energetyczny reakcji
Na wykresie energetycznym przedstawia się zmianę energii układu w trakcie reakcji. Poziom substratów znajduje się na początku, a poziom produktów na końcu. Maksimum krzywej odpowiada energii kompleksu aktywnego.
Energia aktywacji jest różnicą między energią kompleksu aktywnego a energią substratów. Dla reakcji katalizowanej maksimum znajduje się niżej, dlatego bariera energetyczna jest mniejsza.
Jeżeli produkty mają niższą energię niż substraty, reakcja jest egzoenergetyczna i układ przekazuje energię do otoczenia. Jeżeli produkty mają wyższą energię, reakcja jest endoenergetyczna i układ pobiera energię z otoczenia.
Katalizator obniża maksimum krzywej, ale nie zmienia poziomu substratów i produktów. Z tego powodu nie zmienia znaku ani wartości efektu energetycznego wynikającego z tej różnicy.
Katalizator a efekt energetyczny reakcji
Efekt energetyczny zależy od energii substratów i produktów, a nie od długości ani kształtu drogi reakcji. Jeżeli ta sama przemiana zachodzi bez katalizatora i z katalizatorem, oba przebiegi prowadzą do tych samych produktów, więc ich efekt energetyczny jest taki sam.
Katalizator może sprawić, że reakcja szybciej osiągnie stan końcowy, ale nie zwiększa ilości wydzielonego lub pobranego ciepła przypadającej na tę samą przemianę. Nie zmienia też rodzaju reakcji z endoenergetycznej na egzoenergetyczną.
Ważne
Nie należy mówić, że katalizator „dostarcza energii reakcji”. Poprawne stwierdzenie brzmi: katalizator umożliwia przebieg alternatywną drogą o mniejszej energii aktywacji.
Quizy w tym zestawie
17 pytań w 2 etapach — odblokujesz je po dodaniu zestawu