Aktivierungsenergie
Physik
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Definition
„Die Energie, die aufgebracht werden muss, um von der Energie der Ausgangsverbindungen zum Übergangszustand zu kommen, nennt man die Aktivierungsenergie der Reaktion. Je höher ihr Wert ist, desto langsamer ist die Reaktion.“ [1, Seite 55] Diese Definition ist hier näher erklärt.
Einführung
Viele chemische Stoffe wie etwa Wasserstoff oder das Gas Methan reagieren unter Freisetzung großer Mengen an Energie mit dem Sauerstoff aus der Luft. Aus Lehrveranstaltungen bekannt ist zum Beispiel die Knallgas-Reaktion des Wasserstoffs mit Sauerstoff. In Bergwerken sehr gefürchtet ist die Reaktion von Methan mit Sauerstoff. Man spricht dort von Schlagwetterexplosionen.
Zunächst verwundern kann aber die Tatsache, dass weder Wasserstoff noch Methan spontan mit Luft bei Raumtemperatur reagieren, zumindest nicht in merklichen Mengen. Früher gab es riesige Luftschiffe, die mit Wasserstoff gefüllt waren. Im sicheren Betriebszustand kam es zu keinen Unfällen. Erst wenn ein Zündfunke auf ein Gemisch aus Wasserstoff oder Methan mit Sauerstoff trifft, kann es zu den oft todbringenden Katastrophen kommen. Der Zündfunke liefert die nötige Aktivierungsenergie.
Vom Schleichmodus zur Explosion
Ein Molekül Methan besteht aus einem Atom Kohlenstoff und vier Atomen Wasserstoff. Der Sauerstoff der Luft wiederum ist ebenfalls in einem Molekül gebunden, nämlich in einem Molekül aus zwei Atomen Sauerstoff. Um nun miteinander reagieren zu können, müssen diese bereits bestehenden Verbindungen erst aufgebrochen werden.
Es "muss, bevor Energie durch die Bildung einer Bindung frei wird, Energie für den Bruch der vorigen Bindung aufgebracht werden." [1, Seite 55]
Tatsächlich läuft die chemische Reaktion von zum Beispiel Methan mit Sauerstoff auch schon bei Raumtemperatur ab. Aber die Reaktion ist so langsam, dass sie für praktische Zwecke quasi keine Rolle spielt. Die Erklärung liefert die sogenannte Maxwell-Boltzmann-Verteilung oder kurz auch nur Boltzmann-Verteilung.
Die Moleküle in einem Gas haben eine durchschnittliche kinetische Energie. Durch elastische oder auch unelastische Stöße tauschen sie dabei ständig Energie untereinander aus. Aber:
"[…] bei Raumtemperatur liegt die durchschnittliche kinetische Energie [von Luft] bei nur 2,5 kJ/mol und damit weit unter der Aktivierungsenergie-Barriere." [1, Seite 55]
Nach den Gesetzen der Wahrscheinlichkeit gibt es dabei jedoch immer ein paar Moleküle mit extrem wenig und ein paar Moleküle mit extrem viel kinetischer Energie. Und die wenigen Moleküle mit extrem viel kinetischer Energie können über Stoßprozesse die nötige Aktivierungsenergie zum Aufbrechen bestehende Verbindungen liefern. Und dann kommt es zu einer Reaktion dieses Moleküls mit dem Molekül eines Reaktionspartners.
Aber erst, wenn so viele Reaktionen pro Zeit stattfinden, dass die freigesetzte Energie wiederum zu neuen Reaktionen führt, läuft die Reaktion von alleine ab, dann oft sehr schnell und gut wahrnehmbar (etwa als Explosion). Das ist der sogenannte Übergangszustand:
"Der Übergangszustand ist der Punkt, an dem sich der anfängliche Aufwand mit der beginnenden Freisetzung von Energie kompensiert." [1, Seite 55]
Fußnoten
- [1] K. Peter et al.: Organische Chemie. Übersetzt von Barbara Elvers und anderen. Wiley-VCH Verlag. Weinheim. Vierte Auflage. 2005.