Reaktionsbarrieren

Reaktionsbarrieren bezeichnet man in der Chemie als Energiebarrieren, die überwunden werden müssen, damit eine Reaktion von Edukten zu Produkten fortschreitet. In einem Energiediagramm entspricht dies der Höhe der Aktivierungsenergie Ea, gemessen als Energieunterschied zwischen den Ausgangsstoffen und dem Übergangszustand der Reaktion. Die Barriere ergibt sich aus der Struktur des Reaktionspfads und dem erforderlichen Aufbau von Zwischenzuständen oder Übergangszuständen. Je höher die Barriere, desto langsamer verläuft die Reaktion bei gegebener Temperatur.

In der theoretischen Chemie werden Reaktionsbarrieren oft mit der Übergangszustand-Theorie beschrieben. Der Übergangszustand ist der maximale Energiezustand entlang des Reaktionskoordinaten, und die Geschwindigkeit hängt von der Boltzmann-Verteilung der Teilchen ab. Die Arrhenius-Beziehung k = A exp(-Ea/RT) verbindet die Aktivierungsenergie mit der Temperatur und dem Frequenzfaktor A. Minima Barrieren führen zu höheren Raten. Mehrere Barrieren in einem Reaktionsweg bedeuten, dass die langsamste Barriere die Gesamtgeschwindigkeit dominiert.

Veränderungen der Reaktionsbarriere erfolgen durch Katalyse, Temperatur, Druck und Lösungsmittel. Katalysatoren senken Barrieren durch Stabilisierung des Übergangszustands, wodurch die Reaktion schneller wird, ohne dass sich die Gesamtreaktion chemisch ändert. Temperatur erhöht den Anteil der Teilchen, die genügend Energie besitzen. Druck und Lösungsmittel beeinflussen die Kollisionshäufigkeit und Thermodynamik. In komplexen Reaktionen können mehrere Barrieren existieren; die langsamste Teilreaktion bestimmt die Gesamtgeschwindigkeit. Quantenmechanisches Tunneling kann bei leichten Atomen auch bei niedriger Temperatur eine Rolle spielen.

Bedeutung: Reaktionsbarrieren sind zentral für Kinetik, Katalyse und Reaktionsdesign in Forschung und Industrie. Sie werden experimentell durch Aktivierungsenergien aus Arrhenius-Plot und theoretisch durch Berechnungen der Reaktionspfade abgeschätzt.