Nyckelskillnaden mellan aktiveringsenergi och tröskelenergi är att aktiveringsenergin beskriver den potentiella energiskillnaden mellan reaktanterna och det aktiverade komplexet medan tröskelenergin beskriver den energi som krävs av reaktanter för att kollidera med varandra framgångsrikt för att bilda aktiverat komplex.
Energi är förmågan att utföra arbete. Om det finns tillräckligt med energi kan vi använda den energin för att göra något arbete vi önskar; inom kemi kan detta arbete vara antingen en kemisk reaktion eller en kärnreaktion. aktiveringsenergi och tröskelenergi är två termer som vi använder inom kemi för att definiera två olika energiformer.
Vad är aktiveringsenergi?
Aktiveringsenergi är en form av energi som vi behöver för att aktivera en kemisk eller kärnreaktion eller någon annan reaktion. Oftast mäter vi denna energiform i enheten kilojoule per mol (kJ/mol). Denna form av energi är den potentiella energibarriären som förhindrar att en kemisk reaktion fortskrider. Detta innebär att det förhindrar att reaktanterna omvandlas till produkterna. Dessutom, för att framskrida en kemisk reaktion i ett termodynamiskt system, bör systemet nå en hög temperatur som är tillräcklig för att förse reaktanterna med en energi som antingen är lika med eller större än aktiveringsenergibarriären.
Figur 01: Reaktionsfrekvens i frånvaro och närvaro av en katalysator
Om systemet får tillräckligt med energi, ökar reaktionshastigheten. Men i vissa fall minskar reaktionshastigheten när vi ökar temperaturen. Detta beror på den negativa aktiveringsenergin. Vi kan beräkna reaktionshastigheten och aktiveringsenergin med hjälp av Arrhenius-ekvationen. Det är som följer:
K=Ae-Ea/(RT)
Där k är reaktionshastighetskoefficienten, A är frekvensfaktorn för reaktionen, R är den universella gaskonstanten och T är den absoluta temperaturen. Då är Ea aktiveringsenergin.
Utöver det är katalysatorer ämnen som kan sänka aktiveringsenergibarriären för en reaktion. det gör det genom att modifiera reaktionens övergångstillstånd. Dessutom förbrukar reaktionen inte katalysatorn medan reaktionen fortskrider.
Vad är tröskelenergi?
Tröskelenergin är den minsta energi som ett par partiklar måste ha för att genomgå en lyckad kollision. Denna term är mycket användbar inom partikelfysik snarare än i kemi. Här pratar vi om partiklars kinetiska energi. Denna kollision av partiklar bildar det aktiverade komplexet (mellanprodukten) av en reaktion. Därför är tröskelenergin lika med summan av kinetisk energi och aktiveringsenergi. Därför är denna energiform alltid antingen lika med eller större än aktiveringsenergin.
Vad är skillnaden mellan aktiveringsenergi och tröskelenergi?
Aktiveringsenergi är en form av energi som vi behöver för att aktivera en kemisk eller kärnreaktion eller någon annan reaktion. Den beskriver den potentiella energiskillnaden mellan reaktanterna och det aktiverade komplexet. Dessutom är dess värde alltid antingen lika med eller lägre än tröskelenergin för samma termodynamiska system. Tröskelenergin, å andra sidan, är den minsta energi som ett par partiklar måste ha för att genomgå en lyckad kollision. Den beskriver den energi som krävs av reaktanter för att framgångsrikt kollidera med varandra för att bilda det aktiverade komplexet. Utöver det är värdet på denna energi alltid antingen lika med eller större än aktiveringsenergin för samma termodynamiska system. Infografiken nedan visar skillnaden mellan aktiveringsenergi och tröskelenergi i tabellform.
Sammanfattning – Aktiveringsenergi vs tröskelenergi
Vi kan definiera både tröskelenergi och aktiveringsenergi för ett termodynamiskt system. Nyckelskillnaden mellan aktiveringsenergi och tröskelenergi är att aktiveringsenergin beskriver den potentiella energiskillnaden mellan reaktanterna och det aktiverade komplexet medan tröskelenergin beskriver den energi som krävs av reaktanter för att framgångsrikt kollidera med varandra för att bilda det aktiverade komplexet.
