Oft wird der Begriff “exotherme Reaktion” verwendet, eine Reaktion die definitionsgemäß freiwillig abläuft und Wärme freisetzt.
Damit müsste laut Rechnung Wasserstoff und Sauerstoff freiwillig und heftig miteinander reagieren, da bei der Reaktion viel Wärme freigesetzt wird und mit dem Reaktionsprodukt Wasser eine stabile Verbindung entsteht. Trotzdem bleibt bei Zimmertemperatur eine Reaktion aus.
Damit die Teilchen überhaupt reagieren, müssen sie erst angeregt werden. Man muss jedem Teilchen eine bestimmte Energiemenge, die Aktivierungsenergie Ea, zuführen. Die Erklärung liegt darin, dass die Teilchen wirksam zusammenstoßen müssen, damit eine Reaktion eintritt. Wenn die Teilchen (z.B. Sauerstoff und Wasserstoff) nur sehr langsam aufeinanderprallen (wie z.B. bei Raumtemperatur), passiert gar nichts. Erst wenn sie mit einer bestimmten Mindestgeschwindigkeit zusammentreffen, kommt es zur eigentlichen chemischen Reaktion (z.B. Bildung von Wasser). Somit ist ebenfalls ersichtlich, dass eine endotherme Reaktion im allgemeinen eine größere Aktivierungsenergie aufgebracht werden muss, als bei exothermen Reaktionen.
So kann man sich Aktivierungsenergie nun vorstellen: das ist nämlich die Energie, die die zusammenstoßenden Teilchen erreichen müssen, damit es zu einer Reaktion mit merklicher Geschwindigkeit kommt.
Untersucht man die Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit, so stellt man fest, dass diese meist mit zunehmender Temperatur steigt. Daraus leitetet Arrhenius die Arrhenius-Gleichung her, die die Aktivierungsenergie mit den anderen Größen miteinander verknüpft.
Besser bekannt ist die sog. RGT-Regel, die besagt, dass eine Temperaturerhöhung um 10°C etwa eine Verdoppelung der Reaktionsgeschwindigkeit bewirkt.
Die Aktivierungsenergie ist die Mindestenergie, die benötigt wird, um eine chemische Reaktion zu starten. Sie wird durch das Symbol EA dargestellt.
Wenn die Aktivierungsenergie nicht erreicht wird, findet die chemische Reaktion nicht statt, unabhängig von der Anwesenheit der Reaktanten.
Je höher die Aktivierungsenergie, desto langsamer ist die Reaktionsrate, da weniger Teilchen die erforderliche Energie erreichen können.
Die Aktivierungsenergie kann durch Zugabe eines Katalysators verringert werden. Der Katalysator bietet einen alternativen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie.
Die Aktivierungsenergie und die Energiebarriere sind das Gleiche, da beide die Energie darstellen, die benötigt wird, um eine Reaktion auszulösen.
Die Aktivierungsenergie dient dazu, die Bindungen der Reaktanten zu brechen, sodass sie reagieren und neue Bindungen formen können.
In einer exothermen Reaktion ist die Aktivierungsenergie niedriger als die freigesetzte Energie, während in einer endothermen Reaktion die Aktivierungsenergie höher als die aufgenommene Energie ist.
Wenn die Temperatur erhöht wird, bekommen mehr Teilchen die nötige Aktivierungsenergie, was die Reaktionsrate erhöht.
Das Arrhenius-Gesetz beschreibt den mathematischen Zusammenhang zwischen der Aktivierungsenergie und der Reaktionsrate.
Auf einem Energieprofildiagramm ist die Aktivierungsenergie der Energieunterschied zwischen den Reaktanten und dem höchsten Punkt auf dem Diagramm (dem aktivierten Komplex).