Heim

Aktivierungsenergie

Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Teilchen (Molekül, Atom, Elektron, usw.) aus einem bestimmten Energieniveau (getrennte Energie) in ein höheres Energieniveau zu überführen, in dem das Teilchen eine zuvor nicht gegebene „Aktivität“ erhält.

Inhaltsverzeichnis

Reaktionskinetik

Die physikalische Chemie versteht unter der Aktivierungsenergie die Energiebarriere, die von einem Reaktionskomplex überwunden werden muss, damit eine Reaktion ablaufen kann. Beim Zusammentreffen der Reaktionspartner verbinden sich diese vorübergehend zum aktivierten Komplex (der Bereich des Maximums in der Graphik auf der linken Seite). Je höher die Temperatur des Reaktionssystems, umso höher ist die Wahrscheinlichkeit, dass die Reaktanden die benötigte Aktivierungsenergie bereitstellen und zum Produkt weiterreagieren können.

Der Zusammenhang zwischen Aktivierungsenergie und Temperatur wird quantitativ durch die Arrhenius-Gleichung beschrieben:

Was die Aktivierungsenergie nicht ist

Bestimmte vereinfachende, aber falsche Annahmen werden gerne wiederholt. Entgegen diesen Annahmen ist die Aktivierungsenergie

Tatsächlich beschreibt das Modell von Arrhenius die Vorgänge bei einer chemischen Reaktion nur unvollständig; der Faktor A ist eine rein empirische Größe, die ihrerseits wieder von der Temperatur abhängt. Für einige Reaktionen wurde eine negative Aktivierungsenergie gefunden, was physikalisch unmöglich scheint. Nach Eyring, (s.a. Theorie des Übergangszustandes) ist die Freie Aktivierungsenthalpie die bestimmende Größe für die Reaktionsgeschwindigkeit.

Katalyse

Ein (positiver) Katalysator setzt die Aktivierungsenergie für chemische Reaktionen herab, ändert jedoch nicht die freie Reaktionsenthalpie ΔRG. Man nimmt an, dass bei Anwesenheit eines Katalysators ein Komplex mit niedrigerer Aktivierungsenergie gebildet wird und so die Reaktionswahrscheinlichkeit steigt.

Halbleiter

Siehe auch

Literatur