Aktivierungsenergiedefinition in der Chemie

Aktivierungsenergie ist die minimale Energiemenge, die erforderlich ist, um eine Reaktion auszulösen. Dies ist die Höhe der potenziellen Energiebarriere zwischen den potenziellen Energieminima der Reaktanten und Produkte. Aktivierungsenergie ist mit E bezeichnet_ein und hat typischerweise Einheiten von Kilojoule pro Mol (kJ / Mol) oder Kilokalorien pro Mol (kcal / Mol). Der Begriff "Aktivierungsenergie" wurde 1889 von dem schwedischen Wissenschaftler Svante Arrhenius eingeführt. Die Arrhenius-Gleichung bezieht die Aktivierungsenergie auf die Geschwindigkeit, mit der eine chemische Reaktion abläuft:

k = Ae^{-Ea / (RT)}

wobei k der Reaktionsgeschwindigkeitskoeffizient ist, A der Frequenzfaktor für die Reaktion ist, e die irrationale Zahl ist (ungefähr gleich 2,718), E_ein ist die Aktivierungsenergie, R ist die universelle Gaskonstante und T ist die absolute Temperatur (Kelvin).

Aus der Arrhenius-Gleichung ist ersichtlich, dass sich die Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von der Temperatur ändert. Dies bedeutet normalerweise, dass eine chemische Reaktion bei einer höheren Temperatur schneller abläuft. Es gibt jedoch einige Fälle von "negativer Aktivierungsenergie", bei denen die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Temperatur abnimmt.

Warum wird Aktivierungsenergie benötigt??

Wenn Sie zwei Chemikalien miteinander mischen, kommt es auf natürliche Weise nur zu einer geringen Anzahl von Kollisionen zwischen den Reaktantenmolekülen, um Produkte herzustellen. Dies gilt insbesondere dann, wenn die Moleküle eine niedrige kinetische Energie haben. Bevor also ein erheblicher Anteil der Reaktanten in Produkte umgewandelt werden kann, muss die freie Energie des Systems überwunden werden. Die Aktivierungsenergie gibt der Reaktion den nötigen zusätzlichen Schub, um loszulegen. Sogar exotherme Reaktionen erfordern Aktivierungsenergie, um gestartet zu werden. Zum Beispiel brennt ein Holzstapel nicht von alleine. Ein angezündetes Streichholz kann die Aktivierungsenergie liefern, um die Verbrennung zu starten. Sobald die chemische Reaktion beginnt, liefert die durch die Reaktion freigesetzte Wärme die Aktivierungsenergie, um mehr Reaktanten in Produkt umzuwandeln.

Manchmal läuft eine chemische Reaktion ab, ohne dass zusätzliche Energie zugeführt wird. In diesem Fall wird die Aktivierungsenergie der Reaktion üblicherweise durch Wärme aus der Umgebungstemperatur geliefert. Hitze erhöht die Bewegung der Reaktantenmoleküle, verbessert ihre Kollisionswahrscheinlichkeit und erhöht die Kraft der Kollisionen. Die Kombination macht es wahrscheinlicher, dass Bindungen zwischen den Reaktanten brechen, was die Bildung von Produkten ermöglicht.

Katalysatoren und Aktivierungsenergie

Eine Substanz, die die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion senkt, wird als Katalysator bezeichnet. Grundsätzlich wirkt ein Katalysator durch Modifizieren des Übergangszustands einer Reaktion. Katalysatoren werden durch die chemische Reaktion nicht verbraucht und verändern die Gleichgewichtskonstante der Reaktion nicht.

Beziehung zwischen Aktivierungsenergie und Gibbs-Energie

Aktivierungsenergie ist ein Begriff in der Arrhenius-Gleichung, der zur Berechnung der Energie verwendet wird, die zur Überwindung des Übergangszustands von den Reaktanten zu den Produkten benötigt wird. Die Eyring-Gleichung ist eine weitere Beziehung, die die Reaktionsgeschwindigkeit beschreibt, außer dass statt Aktivierungsenergie die Gibbs-Energie des Übergangszustands verwendet wird. Die Gibbs-Energie des Übergangszustands beeinflusst sowohl die Enthalpie als auch die Entropie einer Reaktion. Aktivierungsenergie und Gibbs-Energie sind verwandt, aber nicht austauschbar.