Aktiverings energi är minsta belopp på energi krävs för att initiera en reaktion. Det är höjden på den potentiella energibarriären mellan de potentiella energiminima för reaktanterna och produkterna. Aktiveringsenergi betecknas av Een och har vanligtvis enheter av kilojoules per mol (kJ / mol) eller kilokalorier per mol (kcal / mol). Begreppet "aktiveringsenergi" infördes av den svenska forskaren Svante Arrhenius 1889. Arrhenius-ekvationen relaterar aktiveringsenergi till Betygsätta vid vilken en kemisk reaktion fortsätter:
k = Ae-Ea / (RT)
där k är reaktionshastighetskoefficienten, A är frekvensfaktorn för reaktionen, e är det irrationella antalet (ungefär lika med 2,718), Een är aktiveringsenergin, R är den universella gaskonstanten, och T är den absoluta temperaturen (Kelvin).
Från Arrhenius-ekvationen kan man se att reaktionshastigheten ändras beroende på temperatur. Normalt innebär detta att en kemisk reaktion fortskrider snabbare vid en högre temperatur. Det finns emellertid några fall av "negativ aktiveringsenergi", där reaktionshastigheten minskar med temperaturen.
Varför behövs aktiveringsenergi?
Om du blandar ihop två kemikalier inträffar naturligtvis bara ett litet antal kollisioner mellan reaktantmolekylerna för att tillverka produkter. Detta gäller särskilt om molekylerna har det låg kinetisk energi. Så innan en betydande del av reaktanter kan omvandlas till produkter måste systemets fria energi övervinnas. Aktiveringsenergin ger reaktionen den lilla extra push som behövs för att komma igång. Även exoterma reaktioner kräver aktiveringsenergi för att komma igång. Till exempel börjar inte en bunt trä bränna på egen hand. En tänd matchning kan ge aktiveringsenergin för att starta förbränningen. När den kemiska reaktionen startar ger värmen som frigörs av reaktionen aktiveringsenergin för att konvertera mer reaktant till produkt.
Ibland fortsätter en kemisk reaktion utan att tillsätta ytterligare energi. I detta fall tillförs reaktionens aktiveringsenergi vanligtvis av värme från omgivningstemperaturen. Värme ökar rörelse hos reaktantmolekylerna, förbättrar deras chanser att kollidera med varandra och ökar kraften i kollisionerna. Kombinationen gör det mer troligt att bindningar mellan reaktanten går sönder, vilket möjliggör bildandet av produkter.
Katalysatorer och aktiveringsenergi
Ett ämne som sänker aktiveringsenergin vid en kemisk reaktion kallas a katalysator. I grund och botten verkar en katalysator genom att modifiera övergångstillståndet för en reaktion. Katalysatorer konsumeras inte av den kemiska reaktionen och de ändrar inte reaktionens jämviktskonstant.
Förhållandet mellan aktiveringsenergi och Gibbs energi
Aktiveringsenergi är en term i Arrhenius-ekvationen som används för att beräkna den energi som behövs för att övervinna övergångstillståndet från reaktanter till produkter. Eyring-ekvationen är en annan relation som beskriver reaktionshastigheten, utom i stället för att använda aktiveringsenergi, inkluderar den Gibbs energi i övergångstillståndet. Gibbs-energin från övergångstillståndet faktorer i både entalpi och entropi av en reaktion. Aktiveringsenergi och Gibbs-energi är relaterade, men inte utbytbara.