Activeringsenergie
De activeringsenergie van een chemische reactie is de minimale energie die nodig is om de reactie te laten plaatsvinden. Zij heeft gewoonlijk het symbool Ea en wordt gemeten in kilojoule per mol. Zij kan worden beschouwd als een barrière tussen de reagentia en de producten van een reactie. De activeringsenergie is het verschil in energie tussen de overgangstoestand en de uitgangsreagentia.
Activeringsenergie met en zonder katalysator
Arrhenius vergelijking
Deze vergelijking is een manier om de activeringsenergie te berekenen. De vorm is:
k = A e - E a / R T {\displaystyle k=Ae^{{-E_{a}}/{RT}}} 
Hierin is k de snelheidsconstante van de reactie (die kan worden gemeten met behulp van chemische kinetiek), A een frequentiefactor, R de universele gasconstante, T de temperatuur. Als we meten hoe snel de reactie verloopt bij verschillende temperaturen, dan kunnen we een grafiek maken en met behulp van deze vergelijking de activeringsenergie berekenen.
Katalyse
Bij gebruik van een katalysator wordt de activeringsenergie kleiner. Dit betekent dat de reactie sneller kan verlopen bij dezelfde temperatuur. De katalysator verandert de energie van de reagentia en de producten niet. Ook verandert de katalysator niet tijdens de reactie. Daarom kan hij steeds opnieuw worden gebruikt en is slechts een kleine hoeveelheid katalysator nodig.
