Activeringsenergie

De activeringsenergie (meestal aangeduid als E_a) is de energie die een systeem nodig heeft om een chemische reactie te laten doorgaan.

Een reactie tussen twee reagentia kan plaatsvinden wanneer de moleculen elkaar op de juiste manier benaderen (dit impliceert zowel een juiste richting als een voldoende kinetische energie). Er worden dan chemische bindingen gebroken en anderen gevormd. Tijdens dit proces is de totale energie van het complex vrijwel altijd hoger dan van de uitgangssituatie. Het energieverschil van de overgangssituatie met de uitgangssituatie wordt activeringsenergie genoemd.

De snelheid van een reactie met een zeer lage activeringsenergie (veel kleiner dan R·T) zal puur worden bepaald door de kans dat de moleculen elkaar treffen: wanneer twee moleculen bij elkaar komen treedt de reactie onmiddellijk op. Als de activeringsenergie veel hoger is dan R.T dan zal slechts een klein deel van de botsingen ook daadwerkelijk tot een reactie leiden omdat die alleen kan plaatsvinden als er bij de botsing toevallig ook veel (kinetische) energie ter beschikking is. Dit komt tot uitdrukking in de vergelijking van Arrhenius:

${\displaystyle k=Ae^{\frac {-E_{a}}{RT}}}$

Hierin is k de reactiesnelheidsconstante van de reactie en A een uitdrukking van de maximumsnelheid. De snelheid van de reactie is recht evenredig met k en hangt bovendien af van de concentraties van de reagerende stoffen.