Aktiveringsenergie

[duimnael|regs|180px|Die vonke wat ontstaan wanneer staal teen flint geslaan word verskaf die **aktiveringsenergie** om verbranding in hierdie [Bunsenbrander aan die gang te sit. Die blou vlam sal selfonderhoudend wees as die vonke ophou omdat die volgehoue verbranding van die vlam die nodige energie vir aktivering verskaf.]]

In chemie is die **aktiveringsenergie** 'n begrip wat in 1889 deur Svante Arrhenius bekend gestel het wat gedefinieer word as die energie wat verskaf moet word vir 'n chemiese reaksie om plaas te vind. Aktiveringsenergie kan ook beskryf word as die minimum energie wat benodig word vir 'n spesifieke chemiese reaksie om plaas te vind. Die aktiveringsenergie van 'n reaksie word gewoonlik aangedui met ***Ea*** in eenhede van kilojoule per mol.

'n Mens kan aan die aktiveringsenergie dink as die hoogte van 'n potensiaaldrumpel (ook soms die energiedrumpel) wat die twee minima van potensiële energie skei (van die reagense en die produkte van die reaksie onderskeidelik). As 'n chemiese reaksie teen 'n merkbare tempo geskied moet daar 'n merkbare aantal molekules wees wat oor energie gelykstaande of meer as die aktiveringsenergie beskik.

## Oorgangstoestande 
Vir baie reaksies stem die aktiveringsenergie rofweg ooreen met die hoogte van die oorgangstoestanddrumpel. Die oorgangstoestand op 'n reaksiepad is die punt waar die maksimum vrye energie bereik word, waar die breek en maak van bindings in balans verkeer. Veelstap reaksies sluit 'n aantal oorgangstoestande in. Die snelheidsbeperkende stap (wat ooreenstem met die oorhoofse aktiveringsenergie) is die een met die hoogste oorgangstoestanddrumpel.

Vir 'n groot aantal reaksies stem die hoogte van die hoogste drumpel egter nie ooreen met die aktiveringsenergie soos geïmpliseer word deur die temperatuurafhanklikheid van die reaksietempo nie (sien Arrhenius se vergelyking). In hierdie gevalle kan 'n mens dink aan die aktiveringsenergie as die hoogte van 'n effektiewe drumpel wat dieselfde tempo tot gevolg sou gehad het as hierdie invloede nie teenwoordig was nie.

Neem kennis dat IUPAC alle verwysings na oorgangstoestande in hulle definisie van aktiveringsenergie verwyder het (sien eksterne skakels).

## Negatiewe aktiveringsenergie 
In sommige gevalle daal die reaksietempo met toenemende temperatuur. Wanneer die reaksie steeds 'n eksponensiële verwantskap toon kan die reaksiekonstante steeds gepas word op die Arrhenius vergelyking, wat 'n negatiewe waarde vir *Ea* tot gevolg het. Reaksies met 'n negatiewe reaksie-energie is tipies drumpellose reaksies, waar die reaksie staatmaak op die vangs van molekules in 'n potensiaalput. Toenemede temperature lei tot 'n verlaagde waarskynlikheid dat die botsende molekules mekaar sal vang. So 'n reaksie kan nie geïnterpreteer word deur van die drumpelhoogte konsep gebruik te maak nie.

## Temperatuurafhanklikheid en die Arrhenius vergelyking 
Die Arrheniusvergelyking vorm die kwantitatiewe basis vir die verwantskap tussen die aktiveringsenergie en die tempo waarteen 'n reaksie plaasvind. Arrhenius se vergelyking kan gebruik word om die aktiveringsenergie as volg uit te druk:

:E_a = -RT \ln \left( \frac{k}{A} \right)

waar *A* die frekwensiefaktor vir die reaksie is, *R* die universele gaskonstante is en *T* die temperatur in Kelvin is.

Hierdie vergelyking laat dit blyk asof die aktiveringsenergie temperatuurafhanklik is waar die Arrheniusvergelyking geldig is maar dit word uitgeskakel deur di temperatuurafhanklikheid van *k*. Dus kan *Ea* vanaf die snelheidskonstante afgelei word by enige temperatuur (binne die geldigheidsbestek van die Arrheniusvergelyking).

## Katalise 
regs|duimnael|360px|Die verwantskap tussen aktiveringsenergie (E_a) en die reaksie-entalpie (Δ*H*) met en sonder 'n katalisator. Die hoogste energiepunt verteenwoordig 'n oorgangstoestand. Met die katalisator is die enegie wat benodig word om die oorgangstoestand te bereik minder en daarom is die energie wat vereis word om die reaksie aan die gang te sit laer.
'n Stof wat die oorgangstoestand na 'n laer energietoestand verander word 'n katalisator genoem; 'n biologiese katalisator word 'n ensiem genoem. Dit is belangrik om op te let dat 'n katalisator die snelheid van 'n reaksie kan verhoog sonder om opgebruik te word. Verder verander die katalisator ook nie die energie van die oorspronklike reagense of produkte nie. Die reagens- en produkenergie bly dieselfde en slegs die aktiveringsenergie word verlaag.

## Sien ook 
* Arrhenius se vergelyking
* Reaksiekinetika

## Eksterne skakels 
* "Activation energy"  (from the IUPAC "*Gold Book*")
* Chapter 14: Activation energy 
* The Activation Energy of Chemical Reactions