Aktivierungsenergie

Aktivierungsenergie Definition

Die Aktivierungsenergie kann über thermische Energie (Wärme) oder Stöße mit Teilchen (beispielsweise Photonen) überwunden werden. Aber auch einfaches Rühren oder Reibung kann diese Energie überwinden und bestimmte Reaktionen in Gang bringen.

Geprägt wurde der Begriff der Aktivierungsenergie im Jahr 1889 von Svante Arrhenius, der ein schwedischer Chemiker und Physiker war. Nach seinen Erkenntnissen ist die Aktivierungsenergie eine empirische Größe, die sich durch die hohe Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeit von vielen chemischen Reaktionen ermitteln lässt.

Aktivierungsenergie Diagramm

Laut der physikalischen Chemie muss im Verlauf einer chemischen Reaktion eine Umgruppierung der Atome der Edukte in die der Produkte stattfinden. Dabei werden bisherige Bindungen aufgebrochen und neue Bindungen geknüpft. Die Reaktanden durchlaufen dabei für die Umwandlung in die Produkte einen aktivierten Zustand, der meist Übergangszustand genannt wird.

Die Bildung dieses Zustands erfordert eine bestimmte Energie, nämlich die Aktivierungsenergie. Somit hängt die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei konstanter Temperatur von der Energiedifferenz zwischen den Reaktanten und dem Übergangszustand ab.

Exotherm vs. Endotherm

Reaktionen kannst Du in zwei Unterarten einteilen. Bei exothermen Reaktionen wird Energie frei, sodass sich Dein Reaktionsgefäß erwärmt, wovon sich schließlich der Name ableitet. Im Gegensatz dazu stehen endotherme Reaktionen, denen Du zunächst Energie zuführen musst, bevor sie ablaufen können. Für diesen Fall erwärmst Du im Labor häufig das Reaktionsgefäß, um Wärmeenergie beizusteuern. Auch simples Rühren kann manchmal schon die benötigte Energie einführen.

Beide Reaktionstypen können allerdings eine Aktivierungsenergie haben, die zusätzlich überwunden werden muss.

Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit

Allgemein kannst Du Dir merken, dass die Reaktion umso schneller verläuft, je niedriger die Aktivierungsenergie ist. Eine hohe Aktivierungsenergie sorgt in der Regel dafür, dass chemische Reaktionen nur langsam ablaufen. Sie kann den Eintritt von chemischen Reaktionen teilweise auch komplett hemmen und so die Einstellung eines thermodynamischen oder chemischen Gleichgewichts verzögern.

Aktivierungsenergie berechnen – Arrhenius-Gleichung

Der Zusammenhang zwischen der Geschwindigkeitskonstanten \(k\), der Aktivierungsenergie \(E_A\) und der Temperatur \(T\) kann in vielen Fällen durch die sogenannte Arrhenius-Gleichung, benannt nach Svante Arrhenius, beschrieben werden.

$$k=A \cdot e^{\frac{-E_A}{R\cdot T}}$$

Hier stehen \(R\) für die universelle Gaskonstante mit 8,314 \(\frac{J}{mol \cdot K}\) und \(A\) für den Frequenzfaktor.

Durch Logarithmierung der Arrhenius-Gleichung und dem anschließenden Teilen durch \(\ln A\) erhältst Du:

$$\frac{\ln k}{\ln A} = -\frac{E_A}{R\cdot T}$$

Indem Du diese Gleichung mit \(-R\cdot T\) multiplizierst, erhältst Du schließlich die Gleichung für die Aktivierungsenergie.

$$E_A = -R \cdot T \cdot \ln\frac{k}{A}$$

Aktivierungsenergie Katalysator

Du kannst die Aktivierungsenergie herabsetzen und so für einen schnelleren Eintritt der Reaktion sorgen, indem Du einen Katalysator verwendest. Katalysatoren sorgen für ideale Reaktionsbedingungen, indem sie die Reaktionspartner besser aufeinander vorbereiten. So gibt es beispielsweise Katalysatoren, die einen der beiden Reaktionspartner zeitweise an sich binden, sodass der andere eine bessere Möglichkeit hat, diesen zu erwischen. Dadurch steigt die Wahrscheinlichkeit für einen Zusammenstoß, was wiederum die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht.

An dieser Stelle kannst Du Dir ganz einfach merken, dass Katalysatoren den Übergangszustand stabilisieren.

Aktivierungsenergie Beispiele

Die Aktivierungsenergie bei der Oxidation (Verbrennung) von Methan \(CH_4\) dient zur Spaltung der kovalenten Bindungen zwischen den Atomen des Methans sowie zwischen den Sauerstoff-Atomen \(O_2\). Die Reaktionsgleichung lautet wie folgt:

$$CH_4 + 2\space O_2 \rightarrow CO_2 + 2\space H_2O$$

Hier einige weitere Beispiele, bei denen Energie zur Anregung einer Reaktion genutzt wird:

• Eine Knallerbse explodiert durch den Schlag, der beim Aufprall auf den Boden entsteht.

• Beim Mischen eines explosionsgefährdeten Gemisches aus rotem Phosphor und Kaliumchlorat führt die entstehende Reibung zu einer raschen Explosion.

• Ein Gemisch aus Chlorgas und Wasserstoff lässt sich mithilfe eines starken Lichtblitzes zur Explosion bringen.