Mens nogle kemiske reaktioner starter, så snart reaktanterne kommer i kontakt, er det for mange andre kemikalier reagerer ikke, før de leveres med en ekstern energikilde, der kan aktivere energi. Der er flere grunde til, at reaktanter i umiddelbar nærhed måske ikke straks deltager i en kemisk reaktion, men det er vigtigt at vide, hvilke typer reaktioner der kræver en aktiveringsenergi, hvor meget energi der kræves, og hvilke reaktioner der fortsætter med det samme. Først da kan kemiske reaktioner initieres og kontrolleres på en sikker måde.
TL; DR (for lang; Har ikke læst)
Aktiveringsenergi er den energi, der kræves for at starte en kemisk reaktion. Nogle reaktioner fortsætter straks, når reaktanterne bringes sammen, men for mange andre er det ikke nok at placere reaktanterne i umiddelbar nærhed. En ekstern energikilde til at levere aktiveringsenergien kræves for at reaktionen kan fortsætte.
En definition af aktiveringsenergi
For at definere aktiveringsenergi skal initieringen af kemiske reaktioner analyseres. Sådanne reaktioner opstår, når molekyler udveksler elektroner, eller når ioner med modsatte ladninger bringes sammen. For at molekyler kan udveksle elektroner, skal de bindinger, der holder elektronerne bundet til et molekyle, brydes. For ioner har de positivt ladede ioner mistet en elektron. I begge tilfælde er der brug for energi til at bryde de oprindelige bånd.
En ekstern energikilde kan give den nødvendige energi til at løsne de pågældende elektroner og lade den kemiske reaktion fortsætte. Aktiveringsenheder er enheder såsom kilojoules, kilokalorier eller kilowattimer. Når reaktionen er i gang, frigiver den energi og er selvbærende. Aktiveringsenergien kræves kun i starten for at lade den kemiske reaktion starte.
Baseret på denne analyse defineres aktiveringsenergi som den mindste energi, der kræves for at starte en kemisk reaktion. Når energi tilføres reaktanter fra en ekstern kilde, fremskyndes molekylerne og kolliderer mere voldsomt. De voldelige kollisioner baner elektroner fri, og de resulterende atomer eller ioner reagerer med hinanden for at frigive energi og holde reaktionen i gang.
Eksempler på kemiske reaktioner, der kræver aktiveringsenergi
Den mest almindelige type reaktion, der kræver aktiveringsenergi, involverer mange slags ild eller forbrænding. Disse reaktioner kombinerer ilt med et materiale, der indeholder kulstof. Kulstoffet har eksisterende molekylære bindinger med andre grundstoffer i brændstoffet, mens iltgas eksisterer som to iltatomer bundet sammen. Kulstof og ilt reagerer normalt ikke med hinanden, fordi de eksisterende molekylære bindinger er for stærke til at blive brudt af almindelige molekylære kollisioner. Når ekstern energi, såsom en flamme fra en tændstik eller en gnist, bryder nogle af bindingerne, reagerer de resulterende ilt- og kulstofatomer for at frigive energi og holder ilden i gang, indtil den løber tør for brændstof.
Et andet eksempel er brint og ilt, der danner en eksplosiv blanding. Hvis brint og ilt blandes sammen ved stuetemperatur, sker der intet. Både brint og iltgas består af molekyler med to atomer bundet sammen. Så snart nogle af disse bånd er brudt, for eksempel af en gnist, resulterer en eksplosion. Gnisten giver et par molekyler ekstra energi, så de bevæger sig hurtigere og kolliderer og bryder deres bånd. Nogle ilt- og brintatomer kombineres til vandmolekyler og frigiver en stor mængde energi. Denne energi fremskynder flere molekyler, bryder flere bindinger og tillader flere atomer at reagere, hvilket resulterer i eksplosionen.
Aktiveringsenergi er et nyttigt koncept, når det kommer til at indlede og kontrollere kemiske reaktioner. Hvis en reaktion kræver aktiveringsenergi, kan reaktanterne opbevares sammen sikkert, og tilsvarende reaktion finder ikke sted, før aktiveringsenergien tilføres fra en ekstern kilde. For kemiske reaktioner, der ikke har brug for aktiveringsenergi, såsom metallisk natrium og vand, f.eks reaktanter skal opbevares omhyggeligt, så de ikke kommer i kontakt ved et uheld og forårsager en ukontrolleret reaktion.