Aktiveringsbarrierer

Aktiveringsbarrierer er energibarrierer som må overvinnes for at en kjemisk reaksjon skal kunne finne sted. På et potensialenergidiagram utvikler reaktantene seg langs en reaksjonskoordinat opp mot en høyere energitopp, kalt overgangstilstanden. Forskjellen i energi mellom reaktantnivået og overgangstilstanden utgjør aktiveringsenergien, og høyden på barrierene bestemmer hvor raskt reaksjonen foregår.

Barrierene er sentrale for å forklare temperaturavhengigheten til reaksjoner. Ifølge Arrhenius-ligningen øker hastigheten til en reaksjon eksponentielt med økt temperatur fordi varmere partikler har større sannsynlighet for å nå den nødvendige energien for å passere barrierene. Aktiv energikvalitetene og antallet eller størrelsen på barrierene bestemmer også hvilken reaksjonshastighet som blir den dominerende i en flertrinnsprosess.

I mange kjemiske reaksjoner består hele prosessen av flere trinn med sin egen aktiveringsbarriere. Rate-limiting-steget er det hindretste, dvs. det trinnet som har høyest aktiveringsenergi og dermed bestemmer den langsomme overgangen mellom reaktanter og produkter.

Catalysis er et vanlig middel til å senke aktiveringsbarrierer. Enkelt sagt stabiliserer en katalysator overgangstilstanden i stedet for reaktantene, noe som reduserer Ea og øker reaksjonshastigheten. Dette fenomenet er sentralt i enzymatisk katalyse og i industrielle prosesser der effektive og selektive reaksjoner er ønsket.

Metoder for å estimere barrierer inkluderer eksperimentelle kinetiske målinger som gir Ea fra Arrhenius-plottet og teoretiske beregninger av reaksjonens potensialenergiperspektiv og overgangstilstander.