Wenn zwei Stoffe aufeinandertreffen, findet nicht immer gleich eine Reaktion statt. Manche Reaktionen verlaufen spontan, wie Explosionen beispielsweise. Anderen wiederum wirst Du Energie zuführen müssen, damit sich überhaupt etwas regt. In beiden Fällen muss die sogenannte Aktivierungsenergie überwunden werden.
Hier erfährst Du alles zur Definition, zu den Diagrammen, zu Katalysatoren und zur Berechnung der Aktivierungsenergie. Natürlich wird das alles anhand von Beispielen erklärt, damit Du direkt weißt, wie die Aktivierungsenergie angewendet wird.
Aktivierungsenergie Definition
Die Aktivierungsenergie, oft mit \(E_A\) abgekürzt, ist eine energetische Barriere oder eine Energiedifferenz, die bei einer chemischen Reaktion von den Reaktionspartnern (Reaktanden) überwunden werden muss, damit die Ausgangsstoffe (Edukte) miteinander reagieren können.
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.
Empirische Messgrößen können auf experimentellem Wege ermittelt werden.
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.
Die Geschwindigkeitskonstante gilt als die zentrale Größe der Reaktionskinetik. Für jede Reaktion bei konstanter Temperatur und weiteren kontrollierten Reaktionsbedingungen besitzt diese einen charakteristischen Wert, der unabhängig von der Konzentration der Reaktanden ist. Du kannst sie auch als Maß für die Reaktionsfähigkeit ansehen.
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.
Ein typisches Beispiel für Reaktionen mit Katalysator kennst Du vielleicht auch schon aus der Biologie. In Organismen werden nämlich Enzyme eingesetzt, die bestimmte Reaktionen katalysieren. Ohne Enzyme würden viele Prozesse in Deinem Körper gar nicht erst stattfinden.
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:
$$CH_4 + 2\space O_2 \rightarrow CO_2 + 2\space H_2O$$
Wenn alle Bindungen aufgebrochen sind, entstehen während der Reaktion neue, stabilere Bindungen. Deshalb haben die Endprodukte Wasser \(H_2O\) und Kohlenstoffdioxid \(CO_2\) aus diesem Beispiel eine niedrigere Energie als die Ausgangsstoffe Methan und Sauerstoff. Bei der Reaktion wird diese Energiedifferenz als Reaktionsenergie freigesetzt.
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.
Wie Du siehst, kann die Energie nicht nur in Form von Wärme, sondern beispielsweise auch als Druck, Reibung oder Licht beigesteuert werden.
Aktivierungsenergie – Das Wichtigste
Aktivierungsenergie Definition: Die Aktivierungsenergie ist eine energetische Barriere oder eine Energiedifferenz, die bei einer chemischen Reaktion von allen Reaktionspartnern überwunden werden muss, damit es zum Übergangszustand kommt.
Aktivierungsenergie Diagramm: Das Maximum eines Energiediagramms stellt die Energiemenge des Übergangszustands dar.
Aktivierungsenergie berechnen: Die Aktivierungsenergie kann durch Umstellung der Arrhenius-Gleichung berechnet werden.
Aktivierungsenergie Katalysator: Katalysatoren senken die Aktivierungsenergie ab, sodass sich die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht. Viele Reaktionen laufen nur unter Einfluss von Katalysatoren ab.
Aktivierungsenergie Beispiele: Bei der Verbrennung von Methan muss eine hohe Aktivierungsenergie überwunden werden. Ein typisches Beispiel für Katalysatoren sind die Enzyme in Organismen, die viele Prozesse überhaupt erst ermöglichen.
Nachweise
- G. Wedler. (1987). Lehrbuch der Physikalischen Chemie. VCH, Weinheim.
- S. Arrhenius. (1889). Z. Phys. Chem.
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