Wieso gilt: je kleiner die Aktivierungsenergie ist, desto schneller läuft die Reaktion ab?

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3 Antworten

Die Reaktionsgeschwindigkeit hat nix mit der Aktivierungsenergiezu tun, vielmehr mit der Konzentration eines Stoffes sowie der Temperatur, ggf. eines Katalysators, sofern vorhanden.

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Könnte man mit unterschiedlichen Formulierungen erklären:

1)Aktivierungsenergie kann man als die Energie verstehen, die aufgebracht werden muss, um ein Edukt in einen Übergangszustand zu bringen von dem aus es weiter reagieren kann.

Diese Energie muss also erst aufgebracht werden. Bei exothermen Reaktionen läuft die Reaktion weiter, weil in der Summen mehr Energie entsteht als aufgebracht werden muss.

Je mehr Energie (Aktivierungsenergie) dem Gesamtsystem entzogen wird desto langsamer läuft die Reaktion ab. 

oder

2) Wenn man einen höher energetischen Übergangszustand (zwischen niedrigenergetischem Edukt und noch niedrigenergetischerem Produkt) postuliert, wird die Reaktion von Edukt zu Übergangszustand geschwindigkeitsbestimmend - je mehr Energie aufgebracht werden muss um so geringer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.

oder

3) via Stoßtheorie & Arrheniusgleichung

Hier ergibt sich ein Zusammenhang zwischen Reaktionsgeschwindigkeit, Aktivierungsenergie, Temperatur und Stoßzahl. 

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umgekehrt und exponentiell abhängig von der Aktivierungsenergie. k ~e^-Ea 

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Die Aktivierungsenergie sagt nichts über die Geschwindigkeit einer Reaktion aus. Sie stellt allerdings eine Barriere der Reaktion dar. Findet eine Reaktion also prinzipiell statt (ist sie also exergon), dann verhindert diese Barriere ein schnelles abreagieren der Edukte zum Produkt.

Senkst du die Barriere, dann reagiert alles zum Produkt.

Stell dir Bälle vor, die einen Berg herunterrollen sollen. Davor müssen sie aber über eine kleine Hürde. Erst wenn du die Hürde wegnimmst, rasen alle Bälle nach unten. Nach außen wirkt es dann so, als ob die Reaktion schneller abläuft.

LG

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