Aktivierungsenergie

Stell dir vor, du wachst morgens auf und hast an dem Tag viele lustige Dinge geplant. Kommt es irgendwann mal vor, dass du trotz des aufregenden Tages, der vor dir liegt, zusätzliche Energie aufbringen musst, um aus dem Bett zu kommen? Wenn du einmal auf bist, kann du durch den Rest des Tages gleiten, aber es gibt zunächst einen kleinen Hügel, den du überwinden musst, um diesen Punkt zu erreichen.

Die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion ist wie dieser "Hügel", den du überwinden musst, um aus dem Bett zu kommen. Sogar Energie-freisetzende (exergone) Reaktionen benötigen für den Start eine bestimmte Menge an Energiezufuhr, bevor sie mit ihren Energie-freisetzenden Schritten weitermachen können. Diese anfängliche Energiezufuhr, die im weiteren Verlauf der Reaktion zurückgegeben wird, wird Aktivierungsenergie genannt und ${\text{E}}_{\text{A}}$‍ abgekürzt.

Warum benötigt eine Energie-freisetzende Reaktion mit einem negativen ∆G Energie, um abzulaufen? Um das zu verstehen, müssen wir uns anschauen, was tatsächlich mit den Reaktanten während einer chemischen Reaktion passiert. Damit die Reaktion ablaufen kann, müssen einige oder alle Bindungen der Reaktanten aufgebrochen werden, damit sich neue Bindungen, die der Produkte, bilden können. Um Bindungen in einen Zustand zu bekommen, in dem sie aufgebrochen werden können, muss das Molekül zu einem instabilen Zustand, den Übergangszustand deformiert (verformt oder gekrümmt) werden. Der Übergangszustand ist ein hochenergetischer Zustand und eine bestimmte Menge an Energie – die Aktivierungsenergie – muss hinzugefügt werden, damit das Molekül ihn erreichen kann. Weil der Übergangszustand instabil ist, verbleiben die Reaktanten nicht lange in ihm, sondern gehen schnell in den nächsten Schritt der chemischen Reaktion über.

Allgemein ist der Übergangszustand einer Reaktion immer auf einem höheren Energielevel als die Reaktanten oder Produkte, sodass ${\text{E}}_{\text{A}}$‍ immer einen positiven Wert besitzt – unabhängig davon, ob die Reaktion insgesamt endergon oder exergon ist. Die Aktivierungsenergie, die im folgenden Diagramm gezeigt wird, ist die der exergonen Vorwärtsreaktion (Reaktanten $\to$‍ Produkte). Wenn die Reaktion in umgekehrter Richtung abläuft (endergon), wäre der Übergangszustand der gleiche, aber die Aktivierungsenergie wäre höher. Das liegt daran, dass die Produktmoleküle niedrigenergetischer sind und daher eine größere Energiezufuhr benötigen, um den Übergangszustand auf dem Gipfel des "Reaktionshügels" zu erreichen. (Ein Pfeil für die Aktivierungsenergie der Rückwärtsreaktion würde von den Produkten bis hoch zum Übergangszustand reichen.)

Die Quelle für die Aktivierungsenergie ist in der Regel Wärme, wobei die Moleküle der Reaktanten die Wärmeenergie aus ihrer Umgebung aufnehmen. Diese Wärmeenergie beschleunigt die Bewegung der Moleküle der Reaktanten, erhöht die Häufigkeit und Stärke ihrer Kollisionen und schubst auch die Atome und Bindungen innerhalb der einzelnen Moleküle, wodurch die Wahrscheinlichkeit, dass sie aufbrechen, steigt. Sobald ein Molekül der Reaktanten genug Energie aufgenommen hat, um den Übergangszustand zu erreichen, kann der Rest der Reaktion ablaufen.

Die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion steht in einer engen Verbindung mit ihrer Rate. Genauer gesagt: Je höher die Aktivierungsenergie, desto langsamer die chemische Reaktion. Dies liegt daran, dass Moleküle die Reaktion erst komplett durchlaufen können, wenn sie den Gipfel der Barriere in Form der Aktivierungsenergie erreicht haben. Je höher diese Barriere ist, desto weniger Moleküle besitzen ausreichend Energie, um sie zu einem bestimmten Moment zu überwinden.

Viele Reaktionen benötigen solch eine hohe Aktivierungsenergie, dass sie im Grunde ohne eine Zufuhr von Energie überhaupt nicht ablaufen können. Zum Beispiel setzt die Verbrennung von Treibstoff wie Propan Energie frei, aber die Reaktionsrate ist praktisch bei Raumtemperatur bei Null. (Klar, das ist eine gute Sache – es wäre nicht so toll, wenn Propankanister spontan im Regal verbrennen würden!) Sobald ein Funke ausreichend Energie geliefert hat, um einige Moleküle über die Barriere der Aktivierungsenergie zu bekommen, beenden diese Moleküle die Reaktion und setzen Energie frei. Die freigesetzte Energie hilft anderen Treibsstoffmolekülen dabei, auch über die Energiebarriere zu kommen, was zu einer Kettenreaktion führt.

Die meisten chemischen Reaktionen, die Zellen ablaufen, ähneln dem Beispiel der Verbrennung von Kohlenwasserstoffen: Die Aktivierungsenergie dieser Reaktionen ist zu hoch, um in nennenswerter Menge bei ihrer Umgebungstemperatur abzulaufen. Das scheint zunächst ein Problem zu sein: Immerhin kannst du nicht innerhalb einer Zelle einen Funken auslösen, ohne einen Schaden anzurichten. Glücklicherweise ist es möglich, die Aktivierungsenergie einer Reaktion zu senken und dadurch die Reaktionsrate zu erhöhen. Der Prozess der Beschleunigung einer Reaktion durch Reduktion der Akvierungsenergie wird Katalyse genannt. Und der Faktor, der hinzugefügt wird, um die Aktivierungsenergie zu senken, heißt Katalysator. Biologische Katalysatoren sind als Enzyme bekannt. Wir werden sie uns im nächsten Abschnitt genauer anschauen.