Secundaria Energía de Activación

[The Higgs Particle]

¿Varía la energía de activación de una reacción dada por la temperatura?

[Richard R Richard]

Re: Energía de Activación

Si https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%...ctivaci%C3%B3n

$$E_a=RT^2\dfrac{\partial Ln(K)}{\partial T}<br />$$

saludos $\mathbb R^3$

[The Higgs Particle]

Re: Energía de Activación

Me acabo de dar cuenta de que hice la pregunta sin pensar, ya que la entalpía se define como $\Delta H= E_a' - E_a$, y es obvio que ésta varía con la temperatura.

Gracias!

[alexpglez]

Re: Energía de Activación

Si https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%...ctivaci%C3%B3n

$$E_a=RT^2\dfrac{\partial Ln(K)}{\partial T}<br />$$

saludos $\mathbb R^3$

Richard, no creo, el dato que has dado me demuestra que no, ya que yo he dado la fórmula:

$$k=Ae^{-E_a/RT}$$

De dónde se deduce la fórmula que has escrito tomando Ea constante. Así que... Supongo que no.

[Richard R Richard]

Re: Energía de Activación

si $k=Ae^{-\frac{E_a}{RT}$

entonces aplicando logaritmos

$Ln k =Ln A+ Ln(e^{-\frac{E_a}{RT}})=Ln A-\dfrac{E_a}{RT}$

si derivas respecto a T


$\dfrac{\partial Ln (k)}{\partial T}=0 -\dfrac{E_a}{R}\dfrac{\partial \dfrac{1}{T}}{\partial T}=-\dfrac{E_a}{R}(-\dfrac{1}{T^2})$

si rearreglas el primer miembro con el último llegas a

$E_a=RT^2\dfrac{\partial Ln(K)}{\partial T}<br />$

Saludos $\mathbb R^3$

[alexpglez]

Re: Energía de Activación

si $k=Ae^{-\frac{E_a}{RT}$

entonces aplicando logaritmos

$Ln k =Ln A+ Ln(e^{-\frac{E_a}{RT}})=Ln A-\dfrac{E_a}{RT}$


si derivas respecto a T


$\dfrac{\partial Ln (k)}{\partial T}=0 -\dfrac{E_a}{R}\dfrac{\partial \dfrac{1}{T}}{\partial T}=-\dfrac{E_a}{R}(-\dfrac{1}{T^2})$

si rearreglas el primer miembro con el último llegas a

$E_a=RT^2\dfrac{\partial Ln(K)}{\partial T}<br />$

Saludos $\mathbb R^3$

Por eso, pero si te fijas al derivar no derivas Ea puesto que es cte. Quiero decir, las fórmulas k(T,Ea) y Ea(k,T) son inversas, no hay ninguna función Ea(T). En una reacción, Ea es un parámetro y k(T) la constante de velocidad una función de la temperatura.
O al menos así es como lo he visto yo en química de 2º, nada riguroso de decir qué depende de qué, si no usar la intuición..

[Richard R Richard]

Re: Energía de Activación

Cito a wikipedia pues me has puesto en jaque, tienes razón la ecuación diferencial la resolvi teniendo en cuenta que E_a es una constante,

[FONT=sans-serif]A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Para superar esto se requiere energía (energía de activación), que proviene de la [/FONT]energía térmica[FONT=sans-serif] del sistema, es decir la suma de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada [/FONT]molécula[FONT=sans-serif]. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de sus enlaces.[/FONT]

es decir si provoco la reacción a mayor temperatura, las energias potenciales de los reactivos son mayores, y la energia de activación es lo que falta para llegar al pico de energía, por lo tanto necesito aplicar menos energía para activarla, ergo,$E_a=f(T)$



Saludos $\mathbb R^3$

[The Higgs Particle]

Re: Energía de Activación

La ecuación de Arrhenius es ciertamente algo limitada, nacida, creo yo, por y para lo experimental. Actualmente se utilizan otras ecuaciones:

Ecuación de Eyring.

Y, repito, como puede observarse en cualquier diagrama entálpico: $\Delta H = E_a'-E_a$



Y si la entalpía varía, a la fuerza ha de variar la energía de Activación.

[arivasm]

Re: Energía de Activación

Me temo que la entrada de la Wikipedia española es incorrecta: la energía de activación NO depende de la temperatura. Las expresiones que se han mencionado en este hilo tan sólo hacen referencia a cómo depende de la temperatura la constante de velocidad de una reacción, y cómo determinar con ella la energía de activación.

La razón está en que la energía de activación es la diferencia entre las energías (libres) de dos configuraciones: las moléculas en sus estados iniciales (usualmente dos infinitamente alejadas) y el complejo activado.

Quizá una referencia para ello pueda ser ésta: https://en.wikipedia.org/wiki/Transition_state_theory Otra puede ser ésta: https://www.uam.es/docencia/reyero00..._cineticas.pdf

[carmelo]

Re: Energía de Activación

Hola.


La energía de activación no depende de la temperatura. Lo que pasa es que a medida que aumenta la temperatura hay mayor cantidad de moléculas con energía suficiente para poder superar la barrera de potencial dada por la energía de activación, lo que se traduce en mayor velocidad de reacción.

Cuando se agrega un catalizador, la energía de activación disminuye (deseablemente, si aumenta no es un catalizador, es mas bien un inhibidor) porque ya estamos hablando de otro mecanismo de reacción y evidentemente la energía del estado activado cambia.

Saludos
Carmelo

[Richard R Richard]

Re: Energía de Activación

Me temo que la entrada de la Wikipedia española es incorrecta: la energía de activación NO depende de la temperatura.

Lo que pasa es que a medida que aumenta la temperatura hay mayor cantidad de moléculas con energía suficiente para poder superar la barrera de potencial dada por la energía de activación, lo que se traduce en mayor velocidad de reacción.

Sin animo de polemizar, sino de encontrar algo constructivo, yo lo veo de este modo.

Dejando de lado por ahora el catalizador,y supongamos una reacción con $\Delta H=0$para evitar confusión, a mi me queda claro que lo que no varia con la temperatura es la energía necesaria para conseguir el complejo activado.

Los reactivos tienen una energía interna $U=\dfrac 32 n kT$

Es decir si subo la energía cinética de las moléculas presentes , la temperatura aumenta $T\propto v^2$


Para superar el potencial del complejo activado, si parto de reactivos a una temperatura $T_1$ debo suministrar una cantidad de energía $Q_1$ para superar ese potencial, y tener productos.

Si parto de reactivos a temperatura $T_2>T_1$ el suministro de energía es $Q_2<Q_1$ osea el potencial del complejo a superar en ambos casos es el mismo e independiente de la temperatura, pero no será igual la energía suministrada.


Esto es lo desprende de los gráficos, donde se marca claramente $E_a$ como la energía potencial que se le debe aportar a los reactivos para alcanzar el pico, y pasar la reacción a productos. Esta claro que la teoria cinetica dice que cuanto mas energia cinetica promedio tienen las moléculas mayor cantidad de choques de reactivos se producen lo que aumenta la velocidad de reacción.

Por lo tanto si la temperatura es mayor, la energía suministrada es menor, entonces la energía de activación que es la diferencia entre el potencial del complejo activado y la energía de los reactivos debe disminuir con la temperatura.

Cuando queremos promover la reacción que hacemos... aumentamos la temperatura, es decir hacemos más moléculas alcancen el pico, a la vez la reacción es mas rapida. Si partimos de los mismos reactivos a las mismas concentración pero a una temperatura mayor, es claro que la reacción se va a dar con menor energía de activación y mayor velocidad.

Si $\Delta H<0$ las gráficas indican que la energía de activación de los reactivos es menor que la de los productos
Si $\Delta H>0$ las gráficas indican que la energía de activación de los reactivos es mayor que la de los productos

Y si uso catalizador lo que hago es bajar el valor del pico , dando mayor velocidad de reacción a la misma temperatura, si uso un inhibidor sucederá lo contrario

Creo que no estoy escribiendo nada descabellado, corrijanme si no estoy en lo correcto.

Saludos $\mathbb R^3$

[arivasm]

Re: Energía de Activación

Es decir si subo la energía cinética de las moléculas presentes , la temperatura aumenta $T\propto v^2$

No debemos perder de vista que la energía cinética de las partículas sigue una distribución estadística, siendo la temperatura una medida del valor promedio.

Para superar el potencial del complejo activado, si parto de reactivos a una temperatura $T_1$ debo suministrar una cantidad de energía $Q_1$ para superar ese potencial, y tener productos.

No exactamente. Como dije antes, en la distribución habrá cierta fracción de moléculas cuya energía supere la de activación y, por tanto, darán lugar a colisiones efectivas. La temperatura, como ha dicho Carmelo, interviene sobre la velocidad de reacción porque la fracción citada aumenta con T.

[Richard R Richard]

Re: Energía de Activación

No exactamente. Como dije antes, en la distribución habrá cierta fracción de moléculas cuya energía supere la de activación y, por tanto, darán lugar a colisiones efectivas. La temperatura, como ha dicho Carmelo, interviene sobre la velocidad de reacción porque la fracción citada aumenta con T.

La temperatura y su relación con la velocidad de formación de productos esta fuera de discusión.

Pero creo que un contraejemplo a lo que expones es la combustión, de hecho sería imposible almacenar combustible en presencia de oxígeno. No existirían los ciclos diesel y no existirían las bujias de los nafteros.

Ademas por otro lado (sin tener en cuenta los detalles de diseño) las reacciones nucleares serían espontaneas, no podría existir una bomba , detonaría al solo hecho de fabricarla.


siempre las reacciones exotérmicas serian espontaneas y no es cierto

Osea el hecho que los reactivos esten presentes para reaccionar, no desencadena la reacción siempre,pues entiendo que afirman que, según la estadística tendría que surgir de entre el número astronómico de colisiones entre las moléculas, una que provoque el inicio de la reacción en cadena y normalmente no sucede.

Si caliento el combustible, llego al punto donde no sería necesito una fuente y la reacción se produce por si sola. Reemplace la energia de activación por energía térmica.
Por ello creo que si existe una relación entre la temperatura y la energía de activación.
Cual es la ley que sigue ni idea, solo me atrevo a$\dfrac{dE_a}{dT}<0$

como lo que dije no lo he visto escrito por ningun lado, y solo es mi conjetura que nadie lo tome por cierto, solo me gustaria saber su opinión sobre si tiene asidero.

[arivasm]

Re: Energía de Activación

siempre las reacciones exotérmicas serian espontaneas y no es cierto

La espontaneidad está determinada por la diferencia de energía (libre) entre reactivos y productos. El que un proceso sea espontáneo, es decir, favorecido termodinámicamente, no está reñido con que esté impedido cinéticamente, debido a la existencia de una barrera de activación (que, como se dijo antes, guarda relación con la energía del complejo activado).

De hecho el ejemplo que pones, de las combustiones, es un clásico. La reacción entre la celulosa (papel, para entendernos) y el oxígeno es espontánea (principalmente porque es fuertemente exotérmica), pero la energía de activación es bastante elevada. Consecuencia: a temperatura ambiente transcurre con una lentitud exasperante, pero que se puede apreciar en el amarilleo de papeles expuestos al aire durante largos períodos. El que tengamos que arrimar una cerilla para iniciarla simplemente es debido a que necesitamos que, al menos en un lugar, la temperatura sea suficiente como para disponer de una fracción aceptable de moléculas capaces de crear colisiones efectivas. Una vez iniciada la reacción el calor que ésta desprende permite que continúe la reacción, eso sí, en aquellos lugares donde la temperatura sea adecuada. Por eso un papel arderá por los bordes. Por supuesto podemos meterlo en un horno (o una chimenea) y entonces la combustión se producirá en todas partes.