Warum gilt , dass je kleiner die Aktivierungsenergie , desto schneller verläuft die Reaktion?
Kann mir jemand das vielleicht erklären ? :(
3 Antworten
Da die Aktivierungsenergie zum stetigen Ablauf der Reaktion aus der freiwerdenden Energie gespeist wird, bleibt um so mehr übrig, wenn nur wenig verbraucht wird - logisch, oder?
Die beste Erklärung liefert das Erklärungsmodell der physikalischen Chemie, wonach die Reaktanten (Edukte) einer chemischen Reaktion erst reagieren, wenn sie einen aktivierten Zustand oder Übergangszustand erreicht haben. Die Energiedifferenz zwischen dem Ausgangszustand der Reaktanten und dem Übergangszustand ist die eigentliche Aktivierungsenergie.
In einem Koordinatensystem mit der Energie auf der Ordinaten und dem Energieverlauf/Reaktionspfad auf der Abszisse sieht man, dass bei hoher Aktivierungsenergie der Reaktionsverlauf länger dauert, weil erst mehr Energie aufgebracht werden muss um den Übergangszustand zu erreichen.
Als Beispiel: Die Aktivierungsenergie einer Neutralisationsreaktion zwischen starken Säuren und Basen ist sehr niedrig, d.h. die Reaktion beginnt sofort.
Die Aktivierungsenergie für die Themitreaktion ist sehr hoch und die Reaktionsgeschwindigkeit ist langsamer als bei der Neutralisation, weil es länger dauert bis der reaktive Übergangszustand erreicht wird (und das obwohl die Reaktionsenthalpie bei weitem höher ist).
Bei steigenden Temperaturen wird die Aktivierungsenergie kleiner und damit steigt auch die Reaktionsgeschwindigkeit (siehe "Arrhenius-Gleichung)
Der Katalysator setzt die aktivierungsenergie runter, da man jetzt weniger Energie braucht um die Reaktion zu starten, dauert sie auch nicht so lange.