Mens noen kjemiske reaksjoner starter så snart reaktantene kommer i kontakt, er det for mange andre kjemikalier reagerer ikke før de får en ekstern energikilde som kan gi aktivering energi. Det er flere grunner til at reaktanter i umiddelbar nærhet kanskje ikke umiddelbart involverer seg i en kjemisk reaksjon, men det er viktig å vite hvilke typer reaksjoner som krever en aktiveringsenergi, hvor mye energi som kreves og hvilke reaksjoner som fortsetter umiddelbart. Først da kan kjemiske reaksjoner initieres og kontrolleres på en sikker måte.
TL; DR (for lang; Leste ikke)
Aktiviseringsenergi er energien som kreves for å starte en kjemisk reaksjon. Noen reaksjoner skjer umiddelbart når reaktantene blir samlet, men for mange andre er det ikke nok å plassere reaktantene i umiddelbar nærhet. En ekstern energikilde for å levere aktiveringsenergien er nødvendig for at reaksjonen skal fortsette.
En definisjon av aktiviseringsenergi
For å definere aktiveringsenergi, må initiering av kjemiske reaksjoner analyseres. Slike reaksjoner oppstår når molekyler bytter elektron eller når ioner med motsatte ladninger bringes sammen. For at molekyler skal bytte elektron, må bindingene som holder elektronene bundet til et molekyl brytes. For ioner har de positivt ladede ionene mistet et elektron. I begge tilfeller er det behov for energi for å bryte de første båndene.
En ekstern energikilde kan gi den energien som kreves for å løsne elektronene i spørsmålet og la den kjemiske reaksjonen fortsette. Aktiviseringsenergienheter er enheter som kilojoules, kilokalorier eller kilowattimer. Når reaksjonen er i gang, frigjør den energi og er selvbærende. Aktiveringsenergien er bare nødvendig i begynnelsen, for å la den kjemiske reaksjonen starte.
Basert på denne analysen er aktiveringsenergi definert som minimumsenergi som kreves for å starte en kjemisk reaksjon. Når energi tilføres reaktanter fra en ekstern kilde, får molekylene fart og kolliderer mer voldsomt. De voldsomme kollisjonene banker elektroner gratis, og de resulterende atomer eller ioner reagerer med hverandre for å frigjøre energi og holde reaksjonen i gang.
Eksempler på kjemiske reaksjoner som krever aktiviseringsenergi
Den vanligste typen reaksjon som krever aktiveringsenergi involverer mange typer brann eller forbrenning. Disse reaksjonene kombinerer oksygen med et materiale som inneholder karbon. Kullet har eksisterende molekylære bindinger med andre elementer i drivstoffet mens oksygengass eksisterer som to oksygenatomer bundet sammen. Karbon og oksygen reagerer normalt ikke med hverandre fordi de eksisterende molekylære bindingene er for sterke til å brytes av vanlige molekylære kollisjoner. Når ekstern energi som en flamme fra en fyrstikk eller en gnist bryter noen av bindingene, reagerer de resulterende oksygen- og karbonatomer for å frigjøre energi og holder en ild i gang til den går tom for drivstoff.
Et annet eksempel er hydrogen og oksygen som danner en eksplosiv blanding. Hvis hydrogen og oksygen blandes sammen ved romtemperatur, skjer ingenting. Både hydrogen og oksygengass består av molekyler med to atomer bundet sammen. Så snart noen av disse båndene brytes, for eksempel av en gnist, resulterer en eksplosjon. Gnisten gir noen få molekyler ekstra energi slik at de beveger seg raskere og kolliderer og bryter båndene. Noen oksygen- og hydrogenatomer kombineres for å danne vannmolekyler og frigjør en stor mengde energi. Denne energien fremskynder flere molekyler, bryter flere bindinger og lar flere atomer reagere, noe som resulterer i eksplosjonen.
Aktiviseringsenergi er et nyttig konsept når det gjelder å initiere og kontrollere kjemiske reaksjoner. Hvis en reaksjon krever aktiveringsenergi, kan reaktantene lagres trygt sammen, og tilsvarende reaksjon vil ikke finne sted før aktiveringsenergien tilføres fra en ekstern kilde. For kjemiske reaksjoner som ikke trenger en aktiveringsenergi, for eksempel metallisk natrium og vann, er reaktanter må lagres nøye slik at de ikke kommer i kontakt ved et uhell og forårsaker ukontrollert reaksjon.