Energia aktywacji

Energia aktywacji – jest podawaną często w przeliczeniu na 1 mol substancji wielkością bariery energetycznej (w skali mikroskopowej – bariera potencjału), którą musi pokonać układ reagujących indywiduów chemicznych, aby doszło do reakcji chemicznej.

Energię aktywacji dla reakcji można wyznaczyć na podstawie równania Arrheniusa, opisującego zależność szybkości reakcji od temperatury:

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

${\displaystyle E_{a}=-RT\ln \left({\frac {k}{A}}\right),}$

gdzie:

• ${\displaystyle k}$ – stała szybkości reakcji,
• ${\displaystyle A}$ – stała dla danej reakcji, zwana też czynnikiem przedwykładniczym,
• ${\displaystyle R}$ – (uniwersalna) stała gazowa,
• ${\displaystyle T}$ – temperatura.

Zachodzi więc bezpośredni związek między energią aktywacji i szybkością reakcji: im ${\displaystyle E_{a}}$ mniejsze, tym szybkość ta większa. Katalizatory obniżają energię aktywacji przez tworzenie kompleksów przejściowych z substratami. Oprócz tego energia ta jest zależna od wielu czynników.