1. Ogynnsam termodynamik (Gibbs Free Energy)
* Aktiveringsenergi är bara en del av ekvationen. Förändringen i Gibbs Free Energy (ΔG) dikterar om en reaktion kommer att inträffa spontant eller inte.
* ΔG =ΔH - TΔS
* ΔH är entalpiförändringen (värme absorberas eller släpps)
* t är temperaturen i Kelvin
* ΔS är entropiförändringen (förändring i störning)
* Även om aktiveringsenergin övervinns kan en reaktion inte hända om ΔG är positiv (icke-spontan). Detta innebär att reaktionen kräver energiinmatning för att fortsätta.
2. Kollisionsteori
* Korrekt kollisioner är nödvändiga. För att en reaktion ska inträffa måste molekyler kollidera med tillräcklig energi (aktiveringsenergi) * och * i rätt orientering.
* Om kollisionen inte uppfyller båda kriterierna inträffar inte reaktionen. Tänk på det som att försöka passa ett pusselbit på fel plats.
3. Brist på reaktanter
* Reaktionen kan begränsas av tillgången på reaktanter. Även om aktiveringsenergin är tillgänglig, om du inte har tillräckligt med de nödvändiga ingredienserna, kan reaktionen inte gå framåt.
4. Koncentration
* Högre koncentrationer av reaktanter ökar i allmänhet reaktionshastigheten. Detta beror på att det finns fler möjligheter för kollisioner att inträffa. Om koncentrationen är för låg kan reaktionen vara extremt långsam, även om aktiveringsenergin är tillgänglig.
5. Katalysatorns frånvaro
* Katalysatorer kan sänka aktiveringsenergin för en reaktion. Om en katalysator behövs men inte är närvarande kan reaktionen vara för långsam för att märkas, även om aktiveringsenergin är tillgänglig.
6. Jämvikt
* Reaktioner kan nå jämvikt. Detta innebär att hastigheten för framåtreaktionen är lika med hastigheten för den omvända reaktionen. Om jämvikten ligger starkt mot reaktanterna, kanske det inte finns en märkbar mängd produktformad, även om aktiveringsenergin är tillgänglig.
Sammanfattningsvis:
Aktiveringsenergi är viktigt, men det är bara en faktor som bestämmer om en produkt kommer att bildas. Andra termodynamiska och kinetiska faktorer spelar en avgörande roll.
