3.2. Reaktsiooni energiadiagramm ja aktivatsioonienergia

Miks sõltub kiirus kontsentratsioonist ja temperatuurist

Reaktsioon toimub seda kiiremini, mida suurem on reageerivate ainete kontsentratsioon ja mida kõrgem on osakeste energia ehk mida rohkem on aktiivseid põrkeid.

Vaatame vesiniku reaktsiooni gaasilise joodiga (temperatuur peab olema nii kõrge, et jood oleks gaasilises olekus):

H₂ + I₂ → 2 HI

Selleks, et vesiniku- ja joodimolekul reageeriksid, peavad nad sattuma lähestikku ehk kokku põrkama. Mida tihedamalt osakesed paiknevad, seda rohkem on vesiniku- ja joodimolekulide vahelisi põrkeid ja seda kiirem on ka reaktsioon. Ehk ainete kontsentratsiooni kasvades reaktsiooni kiirus kasvab.

Tegelikult ei piisa vaid sellest, kui reageerivad osakesed nagu pallid kokku põrkavad ja siis uuesti eemale lendavad. Nad peaksid nii kaua koos püsima, et vanad sidemed jõuaksid katkeda ja uued tekkida.

Temperatuur suurendab kõigi reaktsioonide kiirust.

Selleks, et ühendis vanad sidemed katkeksid, on vaja energiat. Järelikult võivad saaduse anda vaid need põrked, mille osakesed on selleks piisava energiaga. Elementaarakti toimumiseks vajaminevat energiat nimetatakse aktivatsioonienergiaks ja vastavaid põrkeid aktiivseteks põrgeteks. Kuna kõrgemal temperatuuril on piisava energiaga osakesi rohkem, on reaktsioon järelikult ka kiirem.

Kas reaktsioon saab toimuda ka vastassuunas

Lühike vastus on “nii ja naa”.

Kui ampull täita toatemperatuuril N₂O₄-ga, mis on värvitu gaas, siis hakkab ampulli sisu värvuma pruuniks: ampulli tekib NO₂. Kui aga sulgeda ampulli puhas pruuni värvusega  NO₂ ja jahutada ampull 0 ^oC-ni, siis muutub ampulli sisu heledamaks – tekib N₂O₄. Nii saame reaktsiooni kirja panna järgnevalt:

N₂O₄  2NO₂.

Edasi-tagasi nooleke reaktsioonivõrrandis tähendab seda, et reaktsioon võib kulgeda mõlemas suunas ehk on pöörduv.

Praktiliselt lõpuni kulgevad need reaktsioonid, milles tekib sade, gaas, vesi või muu vähedissotsieeruv ühend.

Kui segada kokku võrdsetes moolkogustes NaOH-d ja HCl-i, siis kulgeb aga reaktsioon lõpuni: saadud lahus pole ei happeline (nagu HCl) ega ka aluseline (nagu NaOH). Keeduklaasi on tekkinud NaCl neutraalne lahus ning OH^– ja H⁺ ioonid on moodustanud kokku vähedissotsieeruva ühendi – vee. Selline reaktsioon on pöördumatu ehk kulgeb praktiliselt lõpuni:

NaOH + HCl  → NaCl + H₂O.

Ka põlemisreaktsioonid kulgevad lõpuni.

Praktiliselt lõpuni kulgevad need reaktsioonid, milles tekib

• sade (näiteks MgOH₂ + H₂CO₃ → MgCO₃↓ + 2 H₂O),
• gaas (näiteks Na₂S + 2 HCl → 2 NaCl + H₂S↑),
• vesi või muu vähedissotsieeruv ühend (näiteks Na₂O + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O).

Reaktsiooni energiadiagramm

Nüüd on paras aeg vaadata eelnevalt lubatud reaktsiooni energia selgitusi. Öeldakse, et üks pilt on parem kui tuhat sõna. Võtame näiteks eelmisest alapunktist tuttava pöörduva reaktsiooni:

N₂O₄ 2NO₂

mille energiadiagramm näeb välja selline:

Joonis 1. Energiadiagramm

Graafikul on musta joonega märgitud energiamuutused reaktsiooni käigus puhtast lähteainest (N₂O₄) kuni puhta saaduseni (NO₂). Must nool näitab otsereaktsiooni suunda. Värviliste nooltega on märgitud rida energiaid, mida vaatame kohe lähemalt.

Nagu eespool nägime, peab selleks, et reaktsioon (antud näites ühe N₂O₄ molekuli lagunemine) toimuks, olema reageerivatel osakestel piisavalt energiat. Otsereaktsioonis on vastav minimaalne vajalik energia E_otse, pöördreaktsioonis 2NO₂ N₂O₄  aga E_pöörd. Need energiad ongi otse- ja vastassuunalise reaktsiooni aktivatsioonienergiad, vastavalt E_otse ja E_pöörd.

Skeemil toodud reaktsiooni lähteainete energia on palju väiksem kui saaduste energia (sinised nooled), st saaduste saamiseks tuleb lähteainetele energiat juurde anda. Seda energiat, mida tuleb lisada või mis reaktsioonis vabaneb, nimetatakse reaktsiooni soojusefektiks ΔH. 

Ekso- ja endotermiliste reaktsioonide kohta loe siit.

Reaktsiooni soojusefekti ΔH  saame, kui lahutame saaduste ΔH väärtusest lähteainete ΔH  väärtuse:

 ΔH =  ΔH (saadused) –  ΔH (lähteained)

Kui reaktsiooni soojusefekt on positiivne, siis see reaktsioon tarbib soojust – see on endotermiline reaktsioon. Lagunemisreaktsioonid on enamasti endotermilised reaktsioonid, sest sidemete lõhkumine nõuab energiat. Kui aga reaktsiooni soojusefekt on negatiivne, siis reaktsiooni käigus soojus vabaneb. Selline reaktsioon on eksotermiline reaktsioon.

Kas üle mäe või läbi kuru või vastumäge

Jooniselt on näha, et üle aktivatsioonienergia barjääri võib liikuda mõlemas suunas, aga loomulikult tekib küsimus, miks üle mäe, äkki saaks ka kõrvalt minna. Konkreetse reaktsioonimehhanismi jaoks on aktivatsioonienergia vähim vajalik energia, et osakeste vahel reaktsioon toimuks. See on nagu kuru mäeahelikus: kõrgemalt võib, kui on jaksu, aga madalamat teed ei ole. Iseasi, kui kaevata läbi mäe tunnel, sel juhul saab väiksema energiakuluga teisele poole ahelikku. Aeglastele reaktsioonidele otsitakse kiirendajaid – katalüsaatoreid, mille abil toimuksid reaktsioonid madalama aktivatsioonienergiaga teed mööda. Lisaks katalüsaatoritele võivad reaktsiooni kiirust mõjutada veel ka inhibiitorid – need aeglustavad reaktsiooni, aga nad ei tõsta aktivatsioonienergia barjääri (siis toimuks ju reaktsioon ikka tavateed mööda edasi), vaid seovad reaktsioonivõimelisi osakesi või blokeerivad reaktsioonitsentreid – kindlaid struktuuriosi, kus reaktsiooni elementaarakt toimub. Inhibiitorite kasutamine on levinud biokeemilistesprotsessides nt mitmesguse vähiravi korral.