Diferència entre les revisions de "Energia d'activació"
Sense resum d'edició |
Sense resum d'edició |
||
| (No se mostra una edició intermija del mateix usuari) | |||
| Llínea 1: | Llínea 1: | ||
[[Archiu:Activation energy es.svg|right|thumb|300px|La relació entre la energia d'activació ( <math>E_a</math> ) i l'increment de l'entalpia de formació ('''Δ'''<math>H^o_f</math>) en i sense catalisador. El punt de major energia (punt del complex activat) representa l'estat de transició. En un catalisador, l'energia requerida per a que la reacció entre en l'estat de transició disminuïx, per lo tant, l'energia necessària per a iniciar la reacció també disminuïx.]] | [[Archiu:Activation energy es.svg|right|thumb|300px|La relació entre la energia d'activació ( <math>E_a</math> ) i l'increment de l'entalpia de formació ('''Δ'''<math>H^o_f</math>) en i sense catalisador. El punt de major energia (punt del complex activat) representa l'estat de transició. En un catalisador, l'energia requerida per a que la reacció entre en l'estat de transició disminuïx, per lo tant, l'energia necessària per a iniciar la reacció també disminuïx.]] | ||
[[Archiu:Incandescence.jpg|thumb|right|180px|Les purnes generades en colpejar [[acer]] contra un pedernal proporcionen l''''energia d'activació'' per a iniciar la combustió en este [[mistera Bunsen]]. La llama blava se sosté a si mateixa en acabant de que les purnes cessen degut a que la combustió contínua de la llama és ara energèticament favorable.]] | [[Archiu:Incandescence.jpg|thumb|right|180px|Les purnes generades en colpejar [[acer]] contra un pedernal proporcionen l''''energia d'activació'' per a iniciar la combustió en este [[mistera Bunsen]]. La llama blava se sosté a si mateixa en acabant de que les purnes cessen degut a que la combustió contínua de la llama és ara energèticament favorable.]] | ||
| Llínea 8: | Llínea 6: | ||
<math>E_a = RT^2 \mathrm{d}\ln(k)/\mathrm{d}T \,</math> | <math>E_a = RT^2 \mathrm{d}\ln(k)/\mathrm{d}T \,</math> | ||
||left}} | ||left}} | ||
és dir, la derivada del [[logaritme natural]] de la constant de reacció respecte a la temperatura, multiplicada per la constant dels gasos i | és dir, la derivada del [[logaritme natural]] de la constant de reacció respecte a la temperatura, multiplicada per la constant dels gasos i pel quadrat de la temperatura. L'energia d'activació pot tindre un valor positiu o negatiu. | ||
L''''energia d'activació''' <math>(E_a),</math> en [[química]] i [[biologia]] és l'[[energia]] mínima que necessita un [[sistema]] abans de poder iniciar un determinat procés. L'energia d'activació sol utilisar-se per a denominar l'energia mínima necessària per a que es produïxca una [[reacció química]] donada. Per a que ocórrega una reacció entre dos molècules, estes deuen colisionar en l'orientació correcta i posseir una cantitat d'energia mínima. A mesura que les molècules s'aproximen, els seus núvols d'electrons es repelixen. Per a superar açò es requerix energia (energia d'activació), que prové de l'[[energia tèrmica]] del sistema, és dir la suma de l'energia traslacional, vibracional, i rotacional de cada [[molècula]]. Si l'energia és suficient, es venç la repulsió i les molècules s'aproximen prou per a que es produïxca una reordenació dels seus enllaços. L'[[equació de Arrhenius|equació]] d'[[Svante Arrhenius|Arrhenius]] proporciona una expressió quantitativa per a la relació entre l'energia d'activació i la velocitat a la que es produïx la reacció. L'estudi de les velocitats de reacció es denomina [[cinètica química]]. | L''''energia d'activació''' <math>(E_a),</math> en [[química]] i [[biologia]] és l'[[energia]] mínima que necessita un [[sistema]] abans de poder iniciar un determinat procés. L'energia d'activació sol utilisar-se per a denominar l'energia mínima necessària per a que es produïxca una [[reacció química]] donada. Per a que ocórrega una reacció entre dos molècules, estes deuen colisionar en l'orientació correcta i posseir una cantitat d'energia mínima. A mesura que les molècules s'aproximen, els seus núvols d'electrons es repelixen. Per a superar açò es requerix energia (energia d'activació), que prové de l'[[energia tèrmica]] del sistema, és dir la suma de l'energia traslacional, vibracional, i rotacional de cada [[molècula]]. Si l'energia és suficient, es venç la repulsió i les molècules s'aproximen prou per a que es produïxca una reordenació dels seus enllaços. L'[[equació de Arrhenius|equació]] d'[[Svante Arrhenius|Arrhenius]] proporciona una expressió quantitativa per a la relació entre l'energia d'activació i la velocitat a la que es produïx la reacció. L'estudi de les velocitats de reacció es denomina [[cinètica química]]. | ||
[[Categoria:Cinètica química]] | [[Categoria:Cinètica química]] | ||
Última revisió del 21:54 29 nov 2021
L'energia d'activación o de reacció <math>(E_a)\,</math> és un terme que va introduir Arrhenius en 1889 i es definix matemàticament com:
(left)
és dir, la derivada del logaritme natural de la constant de reacció respecte a la temperatura, multiplicada per la constant dels gasos i pel quadrat de la temperatura. L'energia d'activació pot tindre un valor positiu o negatiu.
L'energia d'activació <math>(E_a),</math> en química i biologia és l'energia mínima que necessita un sistema abans de poder iniciar un determinat procés. L'energia d'activació sol utilisar-se per a denominar l'energia mínima necessària per a que es produïxca una reacció química donada. Per a que ocórrega una reacció entre dos molècules, estes deuen colisionar en l'orientació correcta i posseir una cantitat d'energia mínima. A mesura que les molècules s'aproximen, els seus núvols d'electrons es repelixen. Per a superar açò es requerix energia (energia d'activació), que prové de l'energia tèrmica del sistema, és dir la suma de l'energia traslacional, vibracional, i rotacional de cada molècula. Si l'energia és suficient, es venç la repulsió i les molècules s'aproximen prou per a que es produïxca una reordenació dels seus enllaços. L'equació d'Arrhenius proporciona una expressió quantitativa per a la relació entre l'energia d'activació i la velocitat a la que es produïx la reacció. L'estudi de les velocitats de reacció es denomina cinètica química.