Nøgleforskellen mellem aktiveringsenergi og tærskelenergi er, at aktiveringsenergien beskriver den potentielle energiforskel mellem reaktanterne og det aktiverede kompleks, hvorimod tærskelenergien beskriver den energi, der kræves af reaktanter for at kollidere med hinanden med succes for at danne aktiveret kompleks.
Energi er evnen til at udføre arbejde. Hvis der er tilstrækkelig energi, kan vi bruge den energi til at udføre noget arbejde, vi ønsker; i kemi kan dette arbejde enten være en kemisk reaktion eller en kernereaktion. aktiveringsenergi og tærskelenergi er to udtryk, som vi bruger i kemi til at definere to forskellige former for energi.
Hvad er aktiveringsenergi?
Aktiveringsenergi er en form for energi, som vi har brug for for at aktivere en kemisk eller nuklear reaktion eller enhver anden reaktion. De fleste gange måler vi denne energiform i enheden kilojoule pr. mol (kJ/mol). Denne form for energi er den potentielle energibarriere, der forhindrer en kemisk reaktion i at skride frem. Det betyder, at det forhindrer reaktanterne i at omdannes til produkterne. Desuden, for at fremskride en kemisk reaktion i et termodynamisk system, bør systemet nå en høj temperatur, der er nok til at give reaktanterne en energi, der enten er lig med eller større end aktiveringsenergibarrieren.
Figur 01: Reaktionshastighed i fravær og tilstedeværelse af en katalysator
Hvis systemet får nok energi, så stiger reaktionshastigheden. Men i nogle tilfælde falder reaktionshastigheden, når vi øger temperaturen. Dette skyldes den negative aktiveringsenergi. Vi kan beregne reaktionshastigheden og aktiveringsenergien ved hjælp af Arrhenius-ligningen. Det er som følger:
K=Ae-Ea/(RT)
Hvor k er reaktionshastighedskoefficienten, A er frekvensfaktoren for reaktionen, R er den universelle gaskonstant, og T er den absolutte temperatur. Så er Ea aktiveringsenergien.
Ud over det er katalysatorer stoffer, der kan sænke aktiveringsenergibarrieren for en reaktion. det gør det ved at ændre reaktionens overgangstilstand. Desuden forbruger reaktionen ikke katalysatoren, mens reaktionen skrider frem.
Hvad er tærskelenergi?
Tærskelenergien er den minimumsenergi, som et par partikler skal have for at kunne gennemgå en vellykket kollision. Dette udtryk er meget nyttigt i partikelfysik snarere end i kemi. Her taler vi om partiklernes kinetiske energi. Denne kollision af partikler danner det aktiverede kompleks (mellemprodukt) af en reaktion. Derfor er tærskelenergien lig med summen af kinetisk energi og aktiveringsenergi. Derfor er denne form for energi altid enten lig med eller større end aktiveringsenergien.
Hvad er forskellen mellem aktiveringsenergi og tærskelenergi?
Aktiveringsenergi er en form for energi, som vi har brug for for at aktivere en kemisk eller nuklear reaktion eller enhver anden reaktion. Den beskriver den potentielle energiforskel mellem reaktanterne og det aktiverede kompleks. Desuden er dens værdi altid enten lig med eller lavere end tærskelenergien for det samme termodynamiske system. Tærskelenergien er på den anden side den minimumsenergi, som et par partikler skal have for at kunne gennemgå en vellykket kollision. Den beskriver den energi, der kræves af reaktanter for at kollidere med hinanden med succes for at danne det aktiverede kompleks. Derudover er værdien af denne energi altid enten lig med eller større end aktiveringsenergien for det samme termodynamiske system. Nedenstående infografik præsenterer forskellen mellem aktiveringsenergi og tærskelenergi i tabelform.
Opsummering – Aktiveringsenergi vs. tærskelenergi
Vi kan definere både tærskelenergi og aktiveringsenergi for et termodynamisk system. Nøgleforskellen mellem aktiveringsenergi og tærskelenergi er, at aktiveringsenergien beskriver den potentielle energiforskel mellem reaktanterne og det aktiverede kompleks, mens tærskelenergien beskriver den energi, der kræves af reaktanter for at kollidere med hinanden med succes for at danne det aktiverede kompleks.
