Aktivierungsenergie

Aktivierungsenergie, Ea, ist die Mindestenergie, die Reaktanten aufbringen müssen, um den Übergangszustand einer Reaktion zu erreichen und Produkte zu bilden. Sie entspricht der Barriere auf der Potenzialenergiekurve, die vom Zustand der reagierenden Teilchen bis zum Zustand des Übergangs führt. Hohe Ea bedeutet eine langsamere Reaktion, während eine geringe Ea die Geschwindigkeit erhöht, vorausgesetzt andere Bedingungen bleiben gleich.

In einer typischen Reaktion steigt die Reaktionsrate mit der Temperatur, weil mehr Teilchen die Aktivierungsbarriere überwinden können. Die Temperaturabhängigkeit wird durch das Arrhenius-Gesetz beschrieben: k = A · exp(-Ea/RT). Ea lässt sich aus Messungen bestimmen, zum Beispiel aus dem Plot von ln(k) gegen 1/T; die Steigung ergibt Ea/R. Ea ist nicht identisch mit der Enthalpieänderung der Reaktion (ΔH); Ea bezieht sich auf den Energieaufbau bis zum Übergangszustand, während ΔH die Differenz zwischen Produkten und Reaktanten angibt.

Bei mehrstufigen Reaktionen entspricht die beobachtete Aktivierungsenergie oft der Aktivierungsenergie der langsamsten Zwischenschritte, dem sogenannten Reaktionsschritt mit der höchsten Barriere (Ratenbestimmender Schritt).

Katalysatoren senken Ea, indem sie einen alternativen Reaktionsweg mit geringerer Barriere bereitstellen. Lösungsmittel, Orientierung der Moleküle, Stoßwahrscheinlichkeiten und in manchen Fällen Quanten-Tunneln beeinflussen ebenfalls, wie effizient Teilchen die Barriere überwinden. Das Konzept der Aktivierungsenergie ist zentral für die chemische Kinetik, Katalyse und die Auslegung von Reaktionsprozessen in Industrie und Forschung.