Aktivierungsenergien

Die Aktivierungsenergien sind in der Reaktionskinetik die Energiemengen, die nötig sind, um eine chemische Reaktion zu starten. Sie entsprechen der Barriere, die von den Reaktanten überwunden werden muss, um den Übergangszustand zu erreichen und Produkte zu bilden. Die Aktivierungsenergie ist der Energieunterschied zwischen dem Grundzustand der Reaktanten und dem höchsten Energiezustand entlang des Reaktionsverlaufs (Übergangszustand).

Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt stark von der Temperatur ab. Ein zentraler formaler Zusammenhang ist die Arrhenius-Gleichung: k = A · exp(-Ea/RT). Dabei ist k die Geschwindigkeitskonstante, A der frequenzabhängige Präfaktor und Ea die Aktivierungsenergien. Die Aktivierungsenergie gibt die Steigung eines ln(k) gegen 1/T-Diagramm an: ln k = ln A - Ea/(R T).

Katalysatoren senken die Aktivierungsenergien, indem sie alternative Reaktionspfade mit niedrigeren Barrieren bereitstellen. Dadurch wird der Reaktionsverlauf schneller, ohne die Thermodynamik der Produkte zu ändern.

Bei der experimentellen Bestimmung lässt sich Ea aus der Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante ableiten. Bei mehrstufigen Reaktionen spiegelt Ea oft die Barriere des langsamsten, maßgeblichen Schritts wider, während der Beitrag anderer Schritte in die effektive Barriere einfließen kann.

Die Größenordnungen von Aktivierungsenergien variieren stark je nach Reaktion; sie liegen typischerweise im Bereich von einigen kJ/mol bis zu mehreren 100 kJ/mol. Sie sind wesentlich für die Auslegung von Reaktionen, Katalyse und Reaktor-Design.