Warum ist die Aktivierungsenergie nicht "am Anfang"?
Das Diagramm beschreibt ja endotherme Reaktionen. Ich habe verstanden, dass die Aktivierungsenergie die Energie ist, die benötigt wird, um eine Reaktionen zu starten. Warum wird die Aktivierungsenergie dennoch immer bei solchen Diagrammen am "Ende" des Graphen eingezeichnet? Ich meine der Name sagt ja schon "Aktivierung", also müsste das nicht am Anfang sein? Ohne diese Energie am ANFANG würde doch nichts laufen.
Oder habe ich hier etwas grundlegend falsch verstanden?
2 Antworten
Das liegt eher daran, dass die Zeichnung missverständlich ist.
Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die die Ausgangsstoffe (Reaktanten) brauchen, um in den Übergangszustand zu gelanden (das Maximum der Reaktionskurve).
Das was hier eingezeichnet ist, wäre genau genommen die Aktivierungsenergie, wenn man den Prozess rückwärts laufen lassen würde. Also hier von "Endstoffe" zu "Ausgangsstoffe".
Die eigentliche Aktivierungsenergie müsste hier also von den Ausgangsstoffen bis zur Spitze der Kurve gehen, was hier dH und die "falsche Aktivierungsenergie" einschließt. Die beiden Pfeile nach oben quasi.
Ich kann Dir nur den Versuch einer laienhaften Erklärung geben:
Die Kurve baut sich erst auf. Temperatur muss ansteigen und eine kritische Grenze übersteigen, damit Stoffe zu reagieren beginnen.
Beispiel: Öl-Ofen
Wirft man ein Streichholz ins Öl, so zündet es nicht direkt. Es dauert etwas, bis dem Öl ausreichend Aktivierungsenergie zugeführt wurde in Form von Wärme, so dass es zu Brennen beginnt und mit Luftsauerstoff reagiert.
Nein. Es kann aber sein, dass um eine Reaktion zwischen zwei Stoffen in Gang zu bekommen, mehr Energie zugeführt werden muss, als freigesetzt werden wird. Zumindest stelle ich es mir so vor.
Also existiert quasi eine Aktivierungsenergie für die Aktivierungsenergie?