Dlaczego niektóre reakcje zachodzą tylko po ogrzaniu lub na świetle? Energia aktywacji w praktyce

Dlaczego reakcja „nie chce ruszyć”? Intuicyjne wprowadzenie do energii aktywacji

Układ, który „ma ochotę” zareagować, ale stoi w miejscu

Na lekcjach chemii często pojawia się zdanie: „Ta reakcja jest samorzutna, ale przebiega bardzo wolno”. Dla wielu uczniów brzmi to jak sprzeczność. Skoro coś jest samorzutne, to dlaczego nie dzieje się natychmiast? Tu wchodzi kluczowe pojęcie: energia aktywacji.

Wyobrażenie bywa proste: reagenty są jak piłka leżąca w dołku. W drugim dołku obok leży inna piłka – produkt reakcji, o niższej energii. Przejście z jednego dołka do drugiego wymaga pokonania niewielkiego wzgórza pośrodku. Energia aktywacji to właśnie „wysokość” tego wzgórza. Nawet jeżeli drugi dołek jest niżej (reakcja jest energetycznie korzystna), piłka sama nie przeskoczy wzniesienia bez dodatkowej porcji energii.

Z chemicznymi reakcjami jest podobnie. Cząsteczki reagujące muszą się do siebie zbliżyć w odpowiedni sposób, z odpowiednią energią zderzenia i pod odpowiednim kątem. Dopiero wtedy powstaje tzw. stan przejściowy – chwilowa konfiguracja atomów o wyższej energii niż zarówno reagenty, jak i produkty. Właśnie osiągnięcie tego stanu wymaga energii aktywacji.

Dlaczego ogrzewanie lub światło „uruchamia” reakcję?

Czasem miesza się dwa roztwory, nic się nie dzieje – dopóki probówka nie trafi na palnik albo pod lampę UV. Zewnętrzne źródło energii dostarcza cząsteczkom „kopa”, którego brakowało, aby przekroczyć barierę energii aktywacji. Im niższa bariera, tym łatwiej o reakcję w zwykłej temperaturze. Im wyższa – tym częściej trzeba ogrzewać, stosować silne oświetlenie albo katalizator, by proces w ogóle był zauważalny w rozsądnym czasie.

Z perspektywy ucznia czy studenta kluczowe jest zrozumienie, że sama informacja o wydzielaniu lub pochłanianiu ciepła (ΔH) nie mówi jeszcze, czy reakcja będzie szybka. Reakcja może być bardzo egzotermiczna (wyraźnie obniża energię układu), a mimo to przebiegać powoli, jeśli energia aktywacji jest wysoka. Dlatego mieszanka paliwa i powietrza bez iskry prawie nic nie robi, a po zapłonie – eksploduje.

Energia aktywacji w jednym zdaniu

Praktyczna definicja, przydatna na lekcji: energia aktywacji to minimalna energia, jaką muszą mieć zderzające się cząsteczki, aby doszło do reakcji chemicznej. Cała dalsza praktyka – kiedy grzać, kiedy świecić, kiedy użyć katalizatora – wynika z tej jednej prostej idei.

Energia aktywacji krok po kroku: wykres, stan przejściowy, bariera energetyczna

Wykres energii reakcji – jak go czytać w praktyce

Klasyczny wykres pokazuje energię układu w funkcji drogi reakcji. Na początku są reagenty, gdzieś pośrodku wysoki „szczyt” – stan przejściowy, a na końcu – produkty. Różnica energii między produktami i reagentami to efekt energetyczny reakcji (ΔH), a różnica między szczytem a reagentami to właśnie energia aktywacji E_a.

Ten prosty obrazek daje dwie ważne informacje:

• czy produkty mają niższą energię niż reagenty (reakcja egzotermiczna) czy wyższą (endotermiczna),
• jak duża jest bariera, którą trzeba pokonać, aby reakcja w ogóle ruszyła (wartość E_a).

Analizując konkretne zadanie, warto zadać sobie dwa pytania: „Czy reakcja jest korzystna energetycznie?” oraz „Czy ma dużą, czy małą energię aktywacji?”. Pierwsze pytanie dotyczy termodynamiki, drugie – kinetyki. Takie rozdzielenie pozwala unikać wielu nieporozumień.

Stan przejściowy – najbardziej napięty moment reakcji

Stan przejściowy to krótkotrwała, bardzo niestabilna konfiguracja atomów. Można o nim myśleć jak o „chwili przeskoku” piłki przez szczyt wzniesienia. Wiązania stare jeszcze nie zdążyły całkiem pęknąć, nowe jeszcze się nie w pełni utworzyły, ale układ już jest głęboko „wytrącony” ze stanu równowagi.

Ten stan nie jest trwałą cząsteczką, którą da się wyizolować. Dlatego rysuje się go często w nawiasach kwadratowych i z symbolem „‡”. Z punktu widzenia praktyki szkolnej ważne jest, że im wyżej energetycznie leży ten punkt, tym trudniej zrealizować reakcję bez dodatkowego źródła energii. To właśnie ta wysokość tłumaczy, dlaczego:

• niektóre reakcje przebiegają gwałtownie w temperaturze pokojowej,
• a inne wymagają godzin ogrzewania w łaźni wodnej lub płomieniu.

Porównanie dwóch reakcji – ta sama ΔH, różne prędkości

Dobrze jest zestawić dwie reakcje o podobnym bilansie energetycznym, ale innej szybkości przebiegu. Świetny przykład daje utlenianie glukozy:

• spalanie cukru w płomieniu świecy – gwałtowna reakcja, dużo ciepła, jasno widoczny płomień,
• „spalanie” glukozy w organizmie – spokojny, kontrolowany proces, rozłożony na wiele etapów enzymatycznych.

W obu przypadkach reagenty i produkty są podobne (C₆H₁₂O₆, O₂, CO₂, H₂O), zbliżona jest też różnica energii między nimi, ale ścieżka dojścia jest inna. W płomieniu jest jednorazowy, duży skok energii aktywacji, który zapewnia wysoka temperatura. W komórce proces jest „porcjowany” na wiele mniejszych kroków, każdy z niższą barierą E_a, obniżaną dodatkowo przez enzymy.

To porównanie pokazuje, dlaczego sama informacja „reakcja jest egzotermiczna” nie wystarcza. Szybkość i warunki zajścia zależą od profilu energii aktywacji, a nie tylko od tego, czy układ zyskuje, czy traci energię w efekcie końcowym.

Ogrzewanie jako sposób na pokonanie bariery energetycznej

Co tak naprawdę robi podniesienie temperatury?

Pod wpływem ogrzewania rośnie średnia energia kinetyczna cząsteczek. To znaczy, że poruszają się one szybciej, częściej i mocniej się zderzają. Model kinetyczno–molekularny gazów dobrze tłumaczy ten efekt, ale praktycznie można zapisać to w jednym zdaniu: wyższa temperatura = więcej zderzeń o energii równej lub większej od energii aktywacji.

W rozkładzie prędkości i energii cząsteczek (np. rozkład Maxwella–Boltzmanna) pojawia się ogon po prawej stronie – to cząsteczki o najwyższej energii. Gdy podnosi się temperaturę, ten „ogon” staje się większy, a więc rośnie odsetek cząsteczek zdolnych do efektywnych zderzeń. To właśnie te najbardziej energetyczne zderzenia prowadzą do reakcji chemicznych.

Na poziomie szkolnych zadań nie trzeba rysować samych rozkładów, lecz dobrze wiedzieć, że zwiększenie temperatury często prowadzi do wykładniczego wzrostu szybkości reakcji, co opisuje równanie Arrheniusa.

Równanie Arrheniusa – jak rozumieć je praktycznie

Równanie Arrheniusa ma postać:

k = A · e^{−E_a / (R·T)}

gdzie:

• k – stała szybkości reakcji,
• A – czynnik przedeksponencjalny (związany m.in. z częstością i orientacją zderzeń),
• E_a – energia aktywacji,
• R – uniwersalna stała gazowa,
• T – temperatura bezwzględna w kelwinach.

Dla praktyka najważniejsze są dwie konsekwencje:

1. Wzrost temperatury zwiększa stałą szybkości k, bo wyrażenie w wykładniku staje się mniej ujemne – reakcja przyspiesza nierzadko wielokrotnie.
2. Im wyższa energia aktywacji E_a, tym bardziej wrażliwa na temperaturę jest szybkość reakcji. Dlatego niektóre procesy prawie „stają” przy lekkim ochłodzeniu, a inne zmieniają prędkość tylko nieznacznie.

Na lekcjach często stosuje się uproszczenie: przy wzroście temperatury o 10°C szybkość reakcji podwaja się lub potraja. To oczywiście przybliżenie, ale dobrze oddaje ideę wrażliwości procesów na temperaturę – szczególnie w reakcjach o sporej energii aktywacji.

Przykłady reakcji, które „ruszają” dopiero po podgrzaniu

W pracowni chemicznej można wskazać wiele reakcji, które bez podgrzania praktycznie nie zachodzą lub są tak wolne, że trudno je zauważyć. Kilka typowych przykładów:

• Rozkład nadtlenku wodoru (H₂O₂) – w temperaturze pokojowej zachodzi powoli, dlatego 3% woda utleniona może stać miesiącami w butelce. Podgrzewanie lub dodanie katalizatora (np. MnO₂) przyspiesza uwalnianie tlenu.
• Reakcja kwasu z metalem mniej aktywnym – cynk reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym w temperaturze pokojowej, ale miedź z tym samym roztworem praktycznie nie. Dla miedzi energia aktywacji jest zbyt wysoka; dopiero silniej utleniające kwasy i/lub ogrzewanie „otwierają drogę” do reakcji.
• Wiele reakcji estryfikacji i hydrolizy estrów – tworzenie estrów z kwasów karboksylowych i alkoholi przyspiesza się poprzez ogrzewanie pod chłodnicą zwrotną. Bez tego proces jest bardzo powolny.

W domowych warunkach ogrzewanie jako sposób na pokonanie bariery aktywacji widać choćby podczas pieczenia ciasta. Mieszanka składników (mąka, jajka, cukier, proszek do pieczenia) jest w temperaturze pokojowej praktycznie stabilna, ale po włożeniu do piekarnika w wysokiej temperaturze zaczyna się cała seria reakcji chemicznych (rozkład proszku, reakcje Maillarda, karmelizacja), które nie zachodziłyby wyraźnie w 20°C.

Światło jako „energetyczny impuls”: reakcje fotochemiczne

Jak foton pomaga przekroczyć energię aktywacji

Światło niesie ze sobą porcje energii w postaci fotonów. Gdy taka porcja zostanie pochłonięta przez cząsteczkę, elektron może przeskoczyć na wyższy poziom energetyczny – tworzy się stan wzbudzony. Taka wzbudzona cząsteczka jest często bardziej reaktywna niż w stanie podstawowym, ponieważ:

• ma wyższą energię,
• łatwiej dochodzi w niej do pęknięcia wiązania,
• może wchodzić w reakcje, które dla niewzbudzonej cząsteczki są praktycznie niemożliwe.

W praktyce oznacza to, że zamiast ogrzewać cały układ (podnosić energię kinetyczną wszystkich cząsteczek), można dostarczyć energię selektownie przez światło o odpowiedniej długości fali. Tak działają typowe reakcje fotochemiczne – zachodzą, gdy cząsteczki pochłoną foton o dostatecznie dużej energii, aby osiągnąć stan aktywny i przekroczyć barierę energii aktywacji.

Przykłady reakcji zachodzących tylko pod wpływem światła

Wiele procesów, bez których trudno wyobrazić sobie życie na Ziemi, to właśnie reakcje zależne od światła. Kilka z nich można zrozumieć już na poziomie szkoły średniej.

Fotosynteza – klasyczny przykład wykorzystania energii światła

W liściach roślin chlorofil pochłania fotony światła słonecznego. Energia ta służy do wzbudzenia elektronów i uruchomienia łańcucha reakcji redoks w fotosystemach. Bilansowo reakcja fotosyntezy:

6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

jest silnie endotermiczna – wymaga dostarczenia energii. Światło pełni więc rolę „dostawcy” energii, która pozwala przekroczyć szereg barier aktywacji w poszczególnych etapach cyklu. Bez światła roślina nie jest w stanie syntezować glukozy z dwutlenku węgla i wody, ponieważ brakuje źródła energii do pokonania E_a.

Rozkład chloru i reakcje halogenów pod wpływem światła

Mieszanina chloru z wodorem w ciemności jest stosunkowo stabilna. Jednak po oświetleniu światłem – szczególnie ultrafioletowym – reakcja:

Fotoliza chloru – reakcja, która w ciemności praktycznie nie zachodzi

Mieszanina chloru z wodorem w ciemności może pozostawać niemal niezmieniona przez długi czas. Kluczowy etap wymaga rozerwania wiązania Cl–Cl, co wiąże się z dość wysoką energią aktywacji. Pochłonięcie fotonu przez cząsteczkę chloru prowadzi do reakcji:

Cl₂ + hν → 2 Cl·

Powstałe rodniki chlorowe Cl· są niezwykle reaktywne i inicjują łańcuchową reakcję z wodorem:

• Cl· + H₂ → HCl + H·
• H· + Cl₂ → HCl + Cl·

W efekcie pojedyncze pochłonięcie fotonu może zapoczątkować wiele kolejnych przekształceń. Światło nie tylko „podaje” energię do przekroczenia bariery aktywacji rozerwania wiązania Cl–Cl, ale również uruchamia mechanizm łańcuchowy, który znacznie przyspiesza całą reakcję.

Powstawanie ozonu i fotochemia w atmosferze

W górnych warstwach atmosfery tlen cząsteczkowy O₂ pochłania promieniowanie UV, co prowadzi do jego dysocjacji:

O₂ + hν → 2 O·

Atomowy tlen O· to znowu forma wzbudzona/dysocjowana, znacznie bardziej reaktywna. Może on łączyć się z cząsteczkowym tlenem, tworząc ozon:

O· + O₂ → O₃

Bez pochłaniania fotonów UV pierwszego etapu praktycznie by nie było, a cała „maszyneria” powstawania ozonu – i jego ochronnej roli przed promieniowaniem – nie mogłaby działać. To podręcznikowy przykład, jak energia fotonu pokonuje barierę aktywacji, której zwykła energia cieplna na wysokości kilkudziesięciu kilometrów nad Ziemią nie byłaby w stanie zapewnić.

Fotoinicjatory i utwardzanie żywic – chemia światłoutwardzalna

W przemyśle (np. w druku UV, dentystyce, lakiernictwie) wykorzystuje się fotoinicjatory – związki, które po pochłonięciu światła ulegają rozkładowi na rodniki lub przekształcają się w silne kwasy/zasady. Te powstające cząstki aktywne inicjują reakcję polimeryzacji lub sieciowania żywic.

Typowy schemat wygląda tak:

1. Fotoinicjator pochłania foton o odpowiedniej długości fali (zwykle UV lub niebieskiej).
2. Przechodzi w stan wzbudzony i ulega rozpadowi na rodniki (inicjacja).
3. Rodniki atakują wiązania podwójne w monomerach (np. akrylanach) i rozpoczynają reakcję łańcuchową (propagacja).
4. Powstaje usieciowany, twardy polimer – lakier, wypełnienie dentystyczne lub powłoka ochronna.

Energia światła omija konieczność długotrwałego ogrzewania całego materiału. Proces jest szybki, lokalny (utwardza się tylko miejsce oświetlane) i łatwo kontrolowalny: wystarczy włączyć lub wyłączyć lampę. Z punktu widzenia energii aktywacji – foton dostarcza “skok” energetyczny do wygenerowania rodników, które dalej pokonują bariery E_a kolejnych etapów reakcji.

Porównanie: kiedy użyć ciepła, a kiedy światła?

W praktyce laboratoryjnej i przemysłowej wybór pomiędzy ogrzewaniem a naświetlaniem sprowadza się do kilku prostych pytań. Reakcje, które:

• nie mają wyraźnego chromoforu (nie pochłaniają światła w dostępnych zakresach),
• mogą być bezpiecznie prowadzone w wyższych temperaturach,
• są jednorodne (np. w roztworze) i nie wymagają przestrzennej kontroli,

często wygodniej jest przyspieszyć po prostu przez podgrzewanie. Podniesienie temperatury zwiększa energię kinetyczną całego układu i pomaga większej liczbie zderzeń osiągnąć wymaganą E_a.

Z kolei światło wybiera się, gdy:

• reakcja ma etap inicjowany absorpcją fotonu (np. tworzenie rodników, wzbudzenie barwnika),
• wysoka temperatura byłaby szkodliwa dla reagentów lub produktu (np. białka, tworzywa w pobliżu elementów elektronicznych),
• trzeba selektywnie aktywować tylko część układu – np. utwardzić cienką warstwę na powierzchni albo wzór nadruku.

Dobrym codziennym obrazem jest lakier do paznokci: zwykły schnie głównie dzięki parowaniu rozpuszczalnika i częściowo przez wolne reakcje utwardzania w temperaturze pokojowej. Natomiast lakier hybrydowy z fotoinicjatorem wymaga naświetlania lampą UV – dopiero wtedy powstają rodniki, które przekraczają barierę aktywacji polimeryzacji i w krótkim czasie zamieniają płynną warstwę w twardą powłokę.

Rola katalizatorów: obniżanie energii aktywacji bez zmiany ΔH

Jak katalizator „obchodzi” wysoką barierę energetyczną

Katalizator to substancja, która przyspiesza reakcję, obniżając jej energię aktywacji, ale sama nie ulega trwałemu zużyciu. Energetycznie można to sobie wyobrazić jako stworzenie nowej „ścieżki” reakcji, prowadzącej od substratów do produktów przez inne stany pośrednie, o niższych maksimach energii.

Na wykresie energii w funkcji postępu reakcji katalizowana ścieżka ma niższy garb (mniejszą E_a) niż ścieżka bez katalizatora. Natomiast różnica energii między reagentami a produktami (ΔH) pozostaje taka sama. Katalizator nie zmienia więc termodynamiki procesu, tylko jego kinetykę.

W praktyce oznacza to, że:

• reakcja może zachodzić w niższej temperaturze niż bez katalizatora,
• ta sama szybkość reakcji jest osiągana przy mniejszej ilości dostarczanego ciepła,
• możliwe stają się procesy, które w warunkach niekatalizowanych byłyby zbyt wolne w skali doświadczalnej lub technologicznej.

Przykłady: kataliza nie tylko w laboratorium

Typowe sytuacje, w których obniżenie energii aktywacji przez katalizator jest odczuwalne nawet bez aparatury, to m.in.:

• Rozkład H₂O₂ na skórze – woda utleniona w kontakcie z raną zaczyna gwałtownie się pienić. Działają tu enzymy katalazowe zawarte w tkankach, które radykalnie obniżają E_a rozkładu nadtlenku. W butelce proces jest powolny, na skórze – bardzo szybki, mimo tej samej temperatury.
• Silnik samochodowy i katalizator spalin – na powierzchni metali szlachetnych (np. platyny, palladu) tlen i tlenki azotu czy tlenek węgla łatwiej przechodzą w bardziej stabilne produkty. Dzięki obniżonej energii aktywacji reakcje oczyszczania spalin zachodzą szybko już przy temperaturach osiąganych w układzie wydechowym.
• Esryfikacja i hydroliza estrów – dodanie kwasu (np. H₂SO₄) lub zasady znacznie przyspiesza reakcje tworzenia i rozkładu estrów. Z chemicznego punktu widzenia powstają protonowane lub zjonizowane formy pośrednie, które wymagają mniejszej energii aktywacji do dalszej przemiany.

Enzymy – biologiczni mistrzowie obniżania E_a

W organizmach żywych katalizatory przybierają postać enzymów – najczęściej białek o ściśle określonej strukturze przestrzennej. Ich działanie można streścić w kilku punktach:

1. Substrat wiąże się w centrum aktywnym enzymu, co ustawia go w sprzyjającej orientacji do reakcji.
2. Tworzą się oddziaływania (wiązania wodorowe, elektrostatyczne, hydrofobowe), które stabilizują stan przejściowy.
3. Bariera energii aktywacji maleje, bo część „kosztu” energetycznego jest kompensowana właśnie przez te oddziaływania.

Dzięki enzymom reakcje, które w roztworze wodnym w temperaturze 37°C byłyby praktycznie niezauważalne, w komórce zachodzą w ułamku sekundy. Różnica w E_a odpowiada różnicy między biosferą pełną życia a układem, w którym większość procesów przebiegałaby zbyt wolno, by utrzymać złożone struktury.

Dlaczego niektóre reakcje są „zablokowane” mimo sprzyjającej energii końcowej?

Termodynamicznie możliwe, ale kinetycznie zahamowane

Wiele procesów jest spontanicznych z punktu widzenia termodynamiki (ΔG < 0, ΔH < 0), a mimo to nie obserwuje się ich w temperaturze pokojowej. Przyczyną jest zbyt duża energia aktywacji. Klasyczny przykład to:

• Przemiana diamentu w grafit – grafit jest termodynamicznie stabilniejszy niż diament, jednak przejście wymaga znacznego przebudowania sieci wiązań węgiel–węgiel. E_a takiej rekonstrukcji jest ogromna, dlatego w normalnych warunkach diament jest trwały w skali geologicznej.

Z podobnym zjawiskiem spotyka się sięgając po kartusz z gazem czy butlę z propanem–butanem: mieszanina paliwa z tlenem jest energicznie „chętna” do reakcji (spalanie jest wyraźnie egzotermiczne), ale bez iskry lub płomienia – czyli bez zapewnienia impulsu do przekroczenia E_a – nic się nie dzieje.

Stabilizacja przez wysoką energię aktywacji – perspektywa praktyczna

Wysoka bariera E_a bywa korzystna. Dzięki niej można bezpiecznie przechowywać substancje, które w odpowiednich warunkach reagują gwałtownie. Kilka przykładów z otoczenia:

• Paliwa ciekłe – benzyna w zbiorniku samochodu nie zapala się samorzutnie w temperaturze otoczenia. Dopiero iskra zapłonowa lub silne nagrzanie dostarcza energii do pokonania bariery aktywacji zapłonu.
• Środki wybielające z nadtlenkami – płyny do wybielania zębów czy włosów zawierają nadtlenki lub ich prekursory. W temperaturze pokojowej i bez katalizatora rozkład jest ograniczony, a aktywne formy tlenu powstają dopiero w czasie zabiegu, często przy lekkim podgrzaniu lub zwiększeniu pH.
• Farby dwuskładnikowe – osobno przechowywane baza i utwardzacz są stosunkowo stabilne. Dopiero ich zmieszanie tworzy układ, w którym energia aktywacji odpowiednich reakcji (np. polimeryzacji epoksydów) staje się osiągalna w temperaturze otoczenia; proces przebiega wtedy szybko i prowadzi do sieciowanego, trwałego materiału.

Z innej strony, zbyt niska E_a w przechowywanych mieszankach może być niebezpieczna. Dlatego w kartach charakterystyki substancji i instrukcjach BHP pojawiają się ostrzeżenia o temperaturze samozapłonu czy ryzyku rozkładu egzotermicznego – to właśnie konsekwencja niskiej bariery energetycznej reakcji niekontrolowanej.

Jak „widzieć” energię aktywacji w doświadczeniach szkolnych

Proste obserwacje wskazujące na istnienie bariery E_a

Bez wyrafinowanych pomiarów można zauważyć skutki energii aktywacji, zestawiając kilka prostych doświadczeń. Dobrze działają kontrasty:

• porównanie reakcji magnezu i żelaza z kwasem solnym – magnez reaguje gwałtownie nawet w chłodnym roztworze, żelazo powoli lub prawie wcale; różnice wynikają zarówno z potencjałów elektrochemicznych, jak i z wysokości energii aktywacji procesu rozpuszczania metalu,
• dymne powstawanie jodu po podgrzaniu mieszaniny jodku potasu z nadmanganianem potasu i kwasem – w niskiej temperaturze składniki są dość stabilne, natomiast po podgrzaniu następuje szereg reakcji redoks o mniejszych barierach E_a,
• re hydroliza sacharozy z i bez dodatku kwasu – w czystej wodzie reakcja jest bardzo powolna, po zakwaszeniu i lekkim podgrzaniu wyraźnie przyspiesza, co można śledzić np. zmianą skręcalności optycznej roztworu.

W każdym z takich przypadków różnica nie wynika z „magii” reagentów, tylko z tego, ile cząsteczek ma energię porównywalną z energią aktywacji przy danej temperaturze i warunkach (pH, obecność katalizatora, oświetlenie).

Prosty eksperyment myślowy z wykresem Arrheniusa

Jeśli dla danej reakcji wyznaczy się stałą szybkości k w kilku temperaturach i naniesie ln k w funkcji 1/T, otrzymuje się linię prostą (dla prostego modelu Arrheniusa). Jej nachylenie jest równe –E_a/R. Z samego kształtu wykresu można więc oszacować energię aktywacji.

Porównywanie reakcji pod kątem energii aktywacji