activatiebarrières

Activatiebarrières, ook wel activeringsbarrières genoemd, zijn in de chemie de minimale energie die reagensen moeten opnemen om een reactie te laten verlopen. Ze komen voort uit het potentiaalenergielandschap van een reactiepad: de overgangstoestand ligt hoger in energie dan de uitgangstoestand, en het verschil daartussen noemt men de activatiebarrière.

De hoogte van de activatiebarrière bepaalt in belangrijke mate de snelheid van een reactie. Een grotere barrière betekent een kleinere kans dat de benodigde energie bij een gegeven temperatuur beschikbaar raakt, waardoor de reactie langzamer verloopt. In de veelgebruikte Arrhenius-formule is de snelheidsgat k = A exp(-E_a/RT), waarbij E_a de activeringsenergie is. Bij meervoudige reacties kan elke stap een eigen barrière hebben; vaak bepaalt de stap met de grootste barrière de snelheid van de hele reactie (de beperkende stap).

Factoren die activatiebarrières beïnvloeden, includeert katalysatoren, die een alternatieve, lagere energiepad creëren en zo de barrière verlagen. Daarnaast spelen temperatuur en druk een rol: hogere temperatuur levert meer moleculen met voldoende energie, terwijl solvent of omgeving de relatieve oriëntatie en stabiliteit van tussenproducten kunnen beïnvloeden. Quantummechanische tunneling kan vooral voor lichte deeltjes zoals waterstof een rol spelen door een deel van de barrière te omzeilen.

Voorbeelden illustreren het effect: de hydrogenatie van etheen op een platina-ondergrond verlaagt de activeringsbarrière ten opzichte van de gasfase-reactie zonder katalysator. Activatiebarrières zijn fundamenteel voor het begrijpen van reactiekinetiek en de ontwikkeling van catalystsystemen. Zie ook: overgangstoestandtheorie, Arrhenius-enzij, katalyse.