Aktiveringsenergi. Reaksjonsforløp for  eksoterm reaksjon (øverst) og  endoterm reaksjon (i midten). Energi må tilføres for at reaktantene A og B skal reagere med hverandre og danne C + D. Nederst reaksjonsforløpet med og uten katalysator. Reaksjonen går lettere med katalysator; barrieren blir mindre og aktiveringsenergien lavere.

av KF-bok. Begrenset gjenbruk

Aktiveringsenergi er den energi utgangstoffene (reaktantene) må ha for at en kjemisk reaksjon skal kunne skje.

Aktiveringsenergien er energiforskjellen mellom utgangsenergien og energien til det aktiverte kompleks, det mest energirike mellomstadiet under reaksjonen.

Energien hos reaktantene vil normalt være langt lavere en aktiveringsenergien, men fordi energien er ujevnt fordelt mellom reaktantene (Maxwell-Boltzmanns fordelingslov) og fordi energien hele tiden utveksles dem imellom, så vil etter en viss tid alle reaktantene kunne ha fått høy nok energi, og reaksjonen vil væte avsluttet.

Da både den gjennomsnittlige energien og energiforskjellene øker med temperaturen, vil høyere temperatur gjøre at flere reaktanter har høyere energi enn aktiveringsenergien. Derfor er det en direkte sammenheng mellom reaksjonshastighet og aktiveringsenergi:

\(k = Ae^{-E_0/RT}\)

Her er k er en karakteristisk konstant for reaksjonen,  Ea er aktiveringsenergien, R er  gasskonstanten, T er temperaturen og A er en konstant.

Aktiveringsenergien kan bestemmes hvis man kjenner farten på reaksjonen ved to temperaturer. En tommelfingerregel sier at farten fordobles når temperaturen stiger 10 K.  Det tilsvarer en aktiveringsenergi på ca. 50 kJ/mol.

En katalysator øker farten ved å redusere aktiveringsenergien. 

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.