Diferența cheie dintre energia liberă și energia de activare este că energia liberă este cantitatea de energie disponibilă pentru un sistem termodinamic pentru a efectua lucrări termodinamice, în timp ce energia de activare a unei reacții chimice este bariera energetică care trebuie depășită în pentru a obține produse din reacție.
Energia liberă și energia de activare sunt doi termeni diferiți care au și aplicații diferite. Termenul de energie liberă este folosit în ceea ce privește sistemele termodinamice în chimia fizică, în timp ce termenul de energie de activare este folosit în principal pentru reacțiile chimice în biochimie.
Ce este energia gratuită?
Energia liberă este cantitatea de energie disponibilă pentru ca un sistem termodinamic să efectueze lucrări termodinamice. Energia liberă are dimensiunile energiei. Valoarea energiei libere a unui sistem termodinamic este determinată de starea prezentă a sistemului, nu de istoria acestuia. Există două tipuri principale de energie liberă adesea discutate în termodinamică: energia liberă Helmholtz și energia liberă Gibbs.
Energia liberă Helmholtz este energia disponibilă într-un sistem termodinamic închis pentru a efectua lucrări termodinamice la temperatură și volum constant. Prin urmare, valoarea negativă a energiei Helmholtz indică munca maximă pe care o poate efectua un sistem termodinamic menținând volumul constant. Pentru a menține volumul constant, o parte din munca termodinamică totală se face ca lucru limită (pentru a păstra limita sistemului așa cum este).
Energia liberă Gibbs este energia disponibilă într-un sistem închis, termodinamic, pentru a efectua lucrări termodinamice la temperatură și presiune constante. Volumul sistemului poate varia. Energia liberă este notată cu G.
Ce este energia de activare?
Energia de activare a unei reacții chimice este bariera energetică care trebuie depășită pentru a obține produse din reacție. Cu alte cuvinte, este energia minimă necesară pentru ca un reactant să se transforme într-un produs. Este întotdeauna necesar să se furnizeze energie de activare pentru a începe o reacție chimică.
Notăm energia de activare ca Ea sau AE; o măsurăm cu unitatea kJ/mol. Mai mult, energia de activare este considerată energia minimă necesară pentru a forma intermediarul cu cea mai mare energie potențială într-o reacție chimică. Unele reacții chimice au o progresie lentă și au loc în doi sau mai mulți pași. Aici, intermediarii sunt formați și apoi rearanjați pentru a forma produsul final. Astfel, energia necesară pentru a începe acea reacție este energia necesară pentru a forma intermediarul cu cea mai mare energie potențială.
În plus, catalizatorii pot reduce energia de activare. Prin urmare, catalizatorii sunt adesea folosiți pentru a depăși bariera energetică și pentru a permite reacției chimice să progreseze. Enzimele sunt catalizatori biologici care pot scădea energia de activare a reacției care are loc în țesuturi.
Care este diferența dintre energia gratuită și energia de activare?
Energia liberă și energia de activare sunt doi termeni diferiți care au și aplicații diferite. Diferența cheie dintre energia liberă și energia de activare este că energia liberă este cantitatea de energie disponibilă pentru un sistem termodinamic pentru a efectua lucrări termodinamice, în timp ce energia de activare a unei reacții chimice este bariera energetică care trebuie depășită pentru a obține produse din reacția.
Mai jos este rezumatul diferenței dintre energia liberă și energia de activare sub formă tabelară.
Rezumat – Energie gratuită vs Energia de activare
Energia liberă și energia de activare sunt doi termeni diferiți care au aplicații diferite. Diferența cheie dintre energia liberă și energia de activare este că energia liberă este cantitatea de energie disponibilă pentru un sistem termodinamic pentru a efectua lucrări termodinamice, în timp ce energia de activare a unei reacții chimice este bariera energetică care trebuie depășită pentru a obține produse din reacția.
