In der Chemie ist Aktivierungsenergie ein Begriff eingeführt 1889 vom schwedischen Wissenschaftler Svante Arrhenius, der als die Energie definiert wird, die in der Größenordnung von einer chemischen Reaktion überwunden werden muss vorzukommen. Aktivierungsenergie kann auch als die minimale Energie definiert werden, die erforderlich ist, eine chemische Reaktion anzufangen. Die Aktivierungsenergie einer Reaktion wird gewöhnlich durch E angezeigt, und in Einheiten von Kilojoule pro Maulwurf gegeben.

Aktivierungsenergie kann als die Höhe der potenziellen Barriere gedacht werden (manchmal hat die Energiebarriere genannt) das Trennen von zwei Minima der potenziellen Energie (der Reaktionspartner und Produkte einer Reaktion). Für eine chemische Reaktion, an einer angemessenen Rate weiterzugehen, dort sollte eine merkliche Zahl von Molekülen mit der Energie bestehen, die dem gleich ist oder größer ist als die Aktivierungsenergie.

An einem fortgeschritteneren Niveau wird der Arrhenius Aktivierungsenergiebegriff von der Gleichung von Arrhenius am besten als ein experimentell entschlossener Parameter betrachtet, der die Empfindlichkeit der Reaktionsrate zur Temperatur anzeigt. Es gibt zwei Einwände gegen das Verbinden dieser Aktivierungsenergie mit der Schwellenbarriere für eine elementare Reaktion. Erstens ist es häufig betreffs unklar, ob Reaktion wirklich in einem Schritt weitergeht; Schwellenbarrieren, die über alle elementaren Schritte durchschnittlich ausgemacht werden, haben wenig theoretischen Wert. Zweitens, selbst wenn die Reaktion, die wird studiert, elementar ist, trägt ein Spektrum von individuellen Kollisionen zu Rate-Konstanten bei, die beim Hauptteil ('Zwiebel') Experimente erhalten sind, die mit Milliarden von Molekülen, mit vieler verschiedener Reaktionspartner-Kollisionsgeometrie und Winkeln verbunden sind, verschieden Übersetzungs- und (vielleicht) Schwingenergien - von denen alle zu verschiedenen mikroskopischen Reaktionsraten führen können.

Negative Aktivierungsenergie

In einigen Fällen nehmen Raten der Reaktion mit der Erhöhung der Temperatur ab. Wenn sie einer ungefähr Exponentialbeziehung so folgt, kann die unveränderliche Rate noch zu einem Ausdruck von Arrhenius passend sein, das läuft auf einen negativen Wert von E hinaus. Elementare Reaktionen, die diese negativen Aktivierungsenergien ausstellen, sind normalerweise barrierless Reaktionen, in denen sich das Reaktionsverfahren auf die Festnahme der Moleküle in einem Potenzial gut verlässt. Erhöhung der Temperatur führt zu einer reduzierten Wahrscheinlichkeit der kollidierenden Moleküle, einander festnehmend (mit mehr schiefen Stößen, die nicht zu Reaktion führen, weil der höhere Schwung die kollidierenden Partikeln aus dem Potenzial gut trägt), ausgedrückt als eine Reaktionskreuz-Abteilung, die mit der Erhöhung der Temperatur abnimmt. Solch eine Situation führt nicht mehr sich zu direkten Interpretationen als die Höhe eines potenziellen Punkts.

Temperaturunabhängigkeit und die Beziehung zur Gleichung von Arrhenius

Die Arrhenius Gleichung gibt die quantitative Basis der Beziehung zwischen der Aktivierungsenergie und der Rate, an der eine Reaktion weitergeht. Von der Gleichung von Arrhenius kann die Aktivierungsenergie als ausgedrückt werden

wo A der Frequenzfaktor für die Reaktion ist, ist R die universale Gaskonstante, T ist die Temperatur (in kelvins), und k ist der Reaktionsrate-Koeffizient. Während diese Gleichung darauf hinweist, dass die Aktivierungsenergie von der Temperatur in Regimen abhängig ist, in denen die Gleichung von Arrhenius gültig ist, wird das durch die Temperaturabhängigkeit von k annulliert. So kann E vom Reaktionsrate-Koeffizienten bei jeder Temperatur (innerhalb der Gültigkeit der Gleichung von Arrhenius) bewertet werden.

Katalyse

Eine Substanz, die den Übergang-Staat modifiziert, um die Aktivierungsenergie zu senken, wird ein Katalysator genannt; ein biologischer Katalysator wird ein Enzym genannt. Es ist wichtig zu bemerken, dass ein Katalysator die Rate der Reaktion vergrößert, ohne dadurch verbraucht zu werden. Außerdem, während der Katalysator die Aktivierungsenergie senkt, ändert er die Energien der ursprünglichen Reaktionspartner oder Produkte nicht. Eher bleiben die Reaktionspartner-Energie und die Produktenergie dasselbe, und nur die Aktivierungsenergie wird (gesenkt) verändert.

Siehe auch

• Gleichung von Arrhenius
• Chemische Kinetik
• Quant-Tunnelbau
• Haben Sie kinetische Temperatur vor

Außenverbindungen

• "Aktivierungsenergie" (vom IUPAC "Goldbuch")
• Die Aktivierungsenergie von chemischen Reaktionen