If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Ако си зад уеб филтър, моля, увери се, че домейните *. kastatic.org и *. kasandbox.org са разрешени.

Основно съдържание

Активиране на енергия

Активиране на енергия, преходно състояние и скорост на реакция.

Въведение

Представи си, че един ден се събуждаш и имаш много планирани неща. Случвало ли ти се е, въпреки вълнуващия ден, който те очаква, да трябва да събереш допълнителна енергия, за да станеш от леглото? След като станеш, можеш да преминеш през останалата част на деня, но има малък праг, който трябва да преминеш, за да стигнеш до този момент.
Енергията за активиране на една химична реакция е един вид "препятствието," което трябва да преодолееш, за да станеш от леглото. Дори екзергонични реакции, при които се освобождава енергия, се нуждаят от някакво количество входяща енергия, за да се задействат, преди да могат да продължат със собствените си стъпки, при които се освобождава енергия. Тази първоначална входяща енергия, която по-късно се изплаща, когато реакцията продължава, се нарича енергия на активация (активираща енергия) и се съкращава като EA.

Активираща енергия

Защо една реакция с отделяне на енергия с отрицателно ∆G би се нуждаела от енергия, за да продължи? За да разберем това, трябва да видим какво всъщност става с реагиращите молекули по време на една химична реакция. За да протече реакцията, някои или всички химични връзки в реагентите трябва да се разпаднат, за да се образуват новите връзки в продуктите. За да доведем връзките в състояние, което им позволява да се разпаднат, молекулата трябва да бъде доведена (деформирана или прегъната) до нестабилно състояние, наречено преходно състояние. Преходното състояние е високо енергийно състояние и трябва да се добави известно количество енергия – активираща енергия, за да могат молекулите да достигнат това състояние. Тъй като преходното състояние е нестабилно, реагиращите молекули не остават за дълго в него, а бързо продължават към следващата стъпка на химичната реакция.
Като цяло преходното състояние в една реакция винаги е на по-високоенергийно ниво от това на изходните вещества или продуктите, така че EA винаги има положителна стойност – без значение дали реакцията е ендергонична, или екзергонична. Активиращата енергия, показана на диаграмата по-долу, е за реакции, протичащи в права посока (изходни вещества продукти), които са екзергонични. Ако реакцията протече в обратна посока (ендергонична), преходното състояние ще остане същото, но активиращата енергия ще е по-висока. Причината е в това, че молекулите на продукта са с по-ниска енергия и, следователно, ще е нужно да се добави повече енергия, за да се достигне преходното състояние на върха на "хълма" на реакцията. (за обратната реакция стрелката на активиращата енергия ще сочи от продуктите към преходното състояние.)
Реакционна координатна диаграма за екзергонична реакция. Въпреки че продуктите са на по-нискоенергийно ниво от изходните вещества (свободна енергия се освобождава при преминаването от реагенти към продукти), все още има "хълм" в енергийната пътека на реакцията, отразявайки образуването на високоенергийно преходно състояние. Активиращата енергия за предната реакция е количеството свободна енергия, която трябва да бъде прибавена, за да премине от енергийното ниво на реагентите към енергийното ниво на преходното състояние.
Изображение модифицирано от ОупънСтакс Биология.
Източникът на активираща енергия обикновено е топлина, като молекулите на реагиращите вещества абсорбират топлинна енергия от своята заобикаляща среда. Тази топлинна енергия ускорява движението на реагиращите молекули, увеличавайки честотата и силата на техните сблъсъци, и също блъска атомите и връзките в индивидуалните молекули, правейки разпадането на връзките по-вероятно. След като една реагираща молекула абсорбира достатъчно енергия, за да достигне преходното състояние, тя може да премине към следващите етапи на реакцията.

Активираща енергия и скорост на реакция

Активиращата енергия на една химична реакция е тясно свързана с нейната скорост. По-конкретно, колкото по-висока е активиращата енергия, толкова по-бавна ще бъде химичната реакция. Това е така, защото молекулите могат да завършат реакцията само след като веднъж са преминали над прага на активиращата енергия. Колкото по-висок е този праг, толкова по-малко са молекулите, които ще имат достатъчно енергия, за да го преминат във всеки един момент.
Много реакции имат толкова високи активиращи енергии, че изобщо не протичат без входяща енергия. Например горенето на гориво като пропана освобождава енергия, но скоростта на реакцията е нула при стайна температура. (Да сме наясно, това е добре – няма да е толкова хубаво, ако бутилките пропан спонтанно се взривяваха на рафта!). След като една искра предостави достатъчно енергия, за да може някои молекули да преминат над активиращата бариера, тези молекули довършват реакцията, освобождавайки енергия. Освободената енергия помага на други горивни молекули също да преминат над енергийната бариера, което води до верижна реакция.
Повечето химични реакции, които протичат в клетките, са като примера с изгарянето на въглеводород: активиращата енергия е твърде висока за реакциите, за да протекат при температурата на околната среда. На пръв поглед това изглежда като проблем; но в крайна сметка не можем да предизвикаме искра в клетката, без да причиним щета. За щастие е възможно да понижим активиращата енергия на една реакция и по този начин да увеличим скоростта ѝ. Процесът на ускоряване на една реакция чрез понижаване на нейната активираща енергия е познат като катализа, и факторът, който е добавен, за да понижи активиращата енергия, се нарича катализатор. Биологичните катализатори са познати като ензими и ние ще ги изучаваме в детайли в следващия раздел.

Искаш ли да се присъединиш към разговора?

Все още няма публикации.
Разбираш ли английски? Натисни тук, за да видиш още дискусии в английския сайт на Кан Академия.