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2026-07-27T12:55:22Z

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= Aktivierungsenergie - Chemie =

{{BR}}
= Einleitung =

Warum brennt ein Zündholz nicht von selbst, obwohl seine Stoffe miteinander reagieren können? Erst durch Reibung entsteht genügend Wärme, damit die Reaktion startet. Diese notwendige Energieschwelle heißt '''Aktivierungsenergie'''.

[[Datei:Match Ignition 02.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Die Aktivierungsenergie gehört zur [[Reaktionskinetik]]. Sie erklärt, warum manche Reaktionen sofort, andere langsam und wieder andere erst nach einem Funken, Lichtimpuls oder Erwärmen ablaufen. Du lernst außerdem, wie [[Katalysator|Katalysatoren]] und [[Enzym|Enzyme]] Reaktionen beschleunigen.

'''Lernziele:''' Du kannst die Aktivierungsenergie erklären, Energiediagramme auswerten, wirksame Teilchenstöße beschreiben und den Einfluss von Temperatur sowie Katalysatoren begründen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=wzCtmQVTmtE |500|center}}

{{BR}}
= Grundidee der Aktivierungsenergie =

Bei einer chemischen Reaktion werden alte Bindungen gelockert oder getrennt und neue Bindungen gebildet. Dafür muss das Reaktionssystem zunächst einen energiereichen Zustand erreichen. Die Energiebarriere zwischen den [[Edukt|Edukten]] und diesem Zustand ist die Aktivierungsenergie <math>E_\mathrm{A}</math>.

'''Merksatz:''' Eine Reaktion kann energetisch günstig sein und trotzdem nicht von selbst schnell ablaufen, wenn ihre Aktivierungsenergie hoch ist.

Die Aktivierungsenergie wird meist in <math>\mathrm{kJ\,mol^{-1}}</math> angegeben. Sie ist keine Energie, die dauerhaft in den Produkten gespeichert werden muss. Sie wird benötigt, um den Reaktionsweg zu eröffnen.

[[Datei:Reaction Coordinate Diagram.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Energiediagramm lesen ==

In einem Energiediagramm steht auf der waagerechten Achse der Reaktionsverlauf. Die senkrechte Achse zeigt die Energie des Systems. Der höchste Punkt entspricht dem '''Übergangszustand''' oder aktivierten Komplex.

Für die Hinreaktion gilt vereinfacht:

<math>E_\mathrm{A}=E_\mathrm{TS}-E_\mathrm{Edukte}</math>

Für die Rückreaktion wird die Energie der Produkte als Ausgangsniveau verwendet. Deshalb können Hin- und Rückreaktion unterschiedliche Aktivierungsenergien besitzen.

Bei einer [[Exotherme Reaktion|exothermen Reaktion]] liegen die Produkte energetisch tiefer als die Edukte. Bei einer [[Endotherme Reaktion|endothermen Reaktion]] liegen sie höher. In beiden Fällen muss meistens zuerst eine Energiebarriere überwunden werden.

{| class="wikitable"
! Aussage
! Exotherme Reaktion
! Endotherme Reaktion
|-
| Energieniveau der Produkte
| niedriger als das der Edukte
| höher als das der Edukte
|-
| Vorzeichen der Reaktionsenthalpie
| <math>\Delta H<0</math>
| <math>\Delta H>0</math>
|-
| Aktivierungsenergie notwendig
| meistens ja
| meistens ja
|}

{{BR}}
= Teilchenmodell und Stoßtheorie =

Nach der [[Stoßtheorie]] reagieren Teilchen nur bei einem '''wirksamen Stoß'''. Dafür müssen zwei Bedingungen erfüllt sein: Die Teilchen besitzen beim Zusammenstoß genügend Energie und sie treffen in einer geeigneten räumlichen Orientierung aufeinander.

Ein Stoß mit zu geringer Energie führt nicht zur Reaktion. Auch ein energiereicher Stoß kann unwirksam bleiben, wenn die Teilchen ungünstig ausgerichtet sind. Die Aktivierungsenergie ist daher eine notwendige, aber nicht immer allein ausreichende Bedingung.

Das folgende englischsprachige Video veranschaulicht Teilchenstöße und Bindungsänderungen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=ZIdbyOogl-o |500|center}}

{{BR}}
== Temperatur und Teilchenenergie ==

Bei höherer Temperatur bewegen sich Teilchen im Mittel schneller. Dadurch steigt vor allem der Anteil der Teilchen, deren Energie mindestens so groß wie die Aktivierungsenergie ist. Deshalb nimmt die Zahl wirksamer Stöße deutlich zu.

[[Datei:Maxwell-Boltzmann distribution.svg|500px|rahmenlos|center]]

'''Wichtig:''' Eine Temperaturerhöhung senkt die Aktivierungsenergie nicht. Sie verändert die Energieverteilung der Teilchen. Ein Katalysator dagegen eröffnet einen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie.

{| class="wikitable"
! Veränderung
! Wirkung auf die Teilchen
! Aktivierungsenergie
|-
| Temperatur erhöhen
| größerer Anteil energiereicher Teilchen
| bleibt gleich
|-
| Konzentration erhöhen
| häufigere Zusammenstöße
| bleibt gleich
|-
| Zerteilungsgrad erhöhen
| größere Kontaktfläche
| bleibt gleich
|-
| Katalysator einsetzen
| alternativer Reaktionsweg
| wird für diesen Weg kleiner
|}

{{BR}}
= Katalysatoren =

Ein [[Katalysator]] beschleunigt eine chemische Reaktion, indem er einen alternativen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie ermöglicht. Er wird während einzelner Reaktionsschritte beteiligt, liegt nach einem vollständigen Reaktionszyklus aber wieder vor.

[[Datei:Activation energy.svg|500px|rahmenlos|center]]

Ein Katalysator verändert weder die Energien von Edukten und Produkten noch die Reaktionsenthalpie <math>\Delta H</math>. Er verschiebt auch nicht die Lage eines chemischen Gleichgewichts. Er sorgt jedoch dafür, dass Hin- und Rückreaktion schneller ablaufen und das Gleichgewicht früher erreicht wird.

'''Nicht verwechseln:''' Ein Katalysator verändert nicht, ob eine Reaktion thermodynamisch begünstigt ist. Er verändert den Weg und die Geschwindigkeit, nicht die Energiebilanz zwischen Anfang und Ende.

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== Enzyme als Biokatalysatoren ==

[[Enzym|Enzyme]] sind Katalysatoren in Lebewesen. Sie binden bestimmte Substrate und ermöglichen einen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie. So können lebenswichtige Reaktionen bei Körpertemperatur schnell genug ablaufen.

[[Datei:Catalase reaction.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Die [[Katalase]] beschleunigt die Zersetzung von Wasserstoffperoxid:

<math>2\,\mathrm{H_2O_2}\longrightarrow 2\,\mathrm{H_2O}+\mathrm{O_2}</math>

Die sichtbaren Gasblasen bestehen aus Sauerstoff. Beim Erhitzen kann ein Enzym seine räumliche Struktur verlieren. Dann passt das Substrat schlechter an das aktive Zentrum und die katalytische Wirkung nimmt ab.

{{BR}}
== Technisches Beispiel: Autoabgaskatalysator ==

Im Autoabgaskatalysator laufen mehrere Reaktionen an beschichteten Oberflächen ab. Dabei werden problematische Bestandteile des Abgases, beispielsweise Kohlenstoffmonoxid, Stickoxide und unverbrannte Kohlenwasserstoffe, in weniger schädliche Stoffe umgewandelt.

[[Datei:Aufgeschnittener Metall Katalysator für ein Auto.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Die große innere Oberfläche bietet viele aktive Stellen. Das Beispiel zeigt, warum Katalyse für Technik und Umweltschutz wichtig ist.

{{BR}}
= Aktivierungsenergie im Alltag =

# [[Zündholz]]: Reibung liefert Wärme und startet die Verbrennungsreaktion.
# [[Verbrennungsmotor]]: Ein Zündfunke aktiviert das Kraftstoff-Luft-Gemisch im Ottomotor.
# [[Photosynthese]]: Licht liefert Energie für photochemische Teilschritte.
# [[Stoffwechsel]]: Enzyme senken Energiebarrieren biologischer Reaktionen.
# [[Lebensmittel]]: Kühlung verringert den Anteil energiereicher Teilchen und verlangsamt viele Reaktionen.

[[Datei:Match ignition slow motion.ogv|500px|rahmenlos|center]]

'''Sicherheit:''' Versuche mit Flammen, konzentriertem Wasserstoffperoxid oder stark reagierenden Stoffen gehören ausschließlich in fachkundige Hände. Im Unterricht gelten Schutzbrille, Gefährdungsbeurteilung und die Anweisungen der Lehrkraft.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=FcAmM4NH_rI |500|center}}

{{BR}}
= Arrhenius-Gleichung =

Für die Sekundarstufe II lässt sich der Temperatureinfluss mathematisch mit der [[Arrhenius-Gleichung]] beschreiben:

<math>k=A\cdot e^{-\frac{E_\mathrm{A}}{RT}}</math>

Dabei ist <math>k</math> die Geschwindigkeitskonstante, <math>A</math> der präexponentielle Faktor, <math>R</math> die universelle Gaskonstante und <math>T</math> die absolute Temperatur in Kelvin.

Steigt <math>T</math>, wird der negative Exponent betragsmäßig kleiner und <math>k</math> nimmt zu. Steigt dagegen <math>E_\mathrm{A}</math>, wird <math>k</math> kleiner.

Für zwei Temperaturen kann verwendet werden:

<math>\frac{k_2}{k_1}=e^{-\frac{E_\mathrm{A}}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)}</math>

'''Beispiel:''' Bei <math>E_\mathrm{A}=50\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}</math> steigt <math>k</math> beim Erwärmen von <math>293{,}15\,\mathrm{K}</math> auf <math>303{,}15\,\mathrm{K}</math> ungefähr auf das 1,97-Fache.

[[Datei:Arrhenius2.jpg|300px|rahmenlos|center]]

[[Svante Arrhenius]] beschrieb den mathematischen Zusammenhang zwischen Temperatur und Reaktionsgeschwindigkeit. Sein Modell ist bis heute eine wichtige Grundlage der chemischen Kinetik.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=ZnDThhH9KjA |500|center}}

{{BR}}
= Typische Fehlvorstellungen =

{| class="wikitable"
! Fehlvorstellung
! Fachlich richtige Aussage
|-
| Eine exotherme Reaktion benötigt keine Startenergie.
| Auch exotherme Reaktionen besitzen meist eine Aktivierungsenergie.
|-
| Erwärmen senkt die Aktivierungsenergie.
| Erwärmen erhöht den Anteil ausreichend energiereicher Teilchen.
|-
| Ein Katalysator wird nie verändert.
| Er kann Zwischenstufen bilden, wird aber im Gesamtprozess regeneriert.
|-
| Ein Katalysator verschiebt das Gleichgewicht.
| Er beschleunigt Hin- und Rückreaktion, ohne die Gleichgewichtslage zu verändern.
|-
| Jeder energiereiche Stoß führt zur Reaktion.
| Zusätzlich muss die Orientierung der Teilchen geeignet sein.
|}

{{BR}}
= Schulversuche und Beobachtungsaufträge =

Ein gut geeigneter Modellversuch vergleicht die Reaktionsgeschwindigkeit einer Brausetablette in kaltem und warmem Wasser. Die schnellere Reaktion im warmen Wasser wird mit dem größeren Anteil energiereicher Teilchen erklärt. Die Aktivierungsenergie selbst bleibt unverändert.

Ein zweiter Vergleich untersucht eine ganze und eine zerkleinerte Brausetablette. Hier verändert sich vor allem die Oberfläche. Der Versuch hilft Dir, den Einfluss des Zerteilungsgrads von dem Einfluss der Aktivierungsenergie zu unterscheiden.

Unter Anleitung der Lehrkraft kann die Zersetzung einer stark verdünnten Wasserstoffperoxid-Lösung mit roher und erhitzter Kartoffel verglichen werden. Rohe Kartoffel enthält wirksame Katalase. Durch starkes Erhitzen kann das Enzym denaturieren.

'''Beobachtungsauftrag:''' Trenne bei jedem Versuch zwischen Beobachtung, Deutung auf Teilchenebene und Aussage über die Aktivierungsenergie.

{{BR}}
= Zusammenfassung =

Die Aktivierungsenergie ist die Energiebarriere eines Reaktionswegs. Nur ausreichend energiereiche und passend orientierte Teilchenstöße können zu einer Reaktion führen. Eine höhere Temperatur vergrößert den Anteil energiereicher Teilchen, ohne die Barriere selbst zu senken. Katalysatoren und Enzyme ermöglichen dagegen einen alternativen Weg mit geringerer Aktivierungsenergie. Die Arrhenius-Gleichung beschreibt den Zusammenhang zwischen Temperatur, Aktivierungsenergie und Geschwindigkeitskonstante.

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was ist die Aktivierungsenergie?'''
(Die zu überwindende Energiebarriere einer Reaktion)
(!Die gesamte Energie aller Produkte)
(!Die Energie, die ein Katalysator verbraucht)
(!Die Temperatur eines Reaktionsgemisches)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welcher Punkt liegt im Energiediagramm am höchsten?'''
(Der Übergangszustand)
(!Das Eduktniveau)
(!Das Produktniveau)
(!Der Gleichgewichtspunkt)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was bewirkt eine Temperaturerhöhung hauptsächlich?'''
(Mehr Teilchen besitzen genügend Energie für wirksame Stöße)
(!Die Aktivierungsenergie wird auf null gesetzt)
(!Die Reaktionsenthalpie wird immer positiv)
(!Alle Teilchen reagieren ohne Zusammenstoß)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie wirkt ein Katalysator?'''
(Er ermöglicht einen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie)
(!Er erhöht die Energie der Produkte)
(!Er verschiebt jedes Gleichgewicht vollständig zu den Produkten)
(!Er wird bei jeder Reaktion vollständig verbraucht)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was gilt für einen wirksamen Teilchenstoß?'''
(Genügend Energie und geeignete Orientierung sind erforderlich)
(!Nur die Farbe der Teilchen ist entscheidend)
(!Die Teilchen dürfen sich nicht berühren)
(!Die Temperatur muss immer unter null Grad liegen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Aussage über exotherme Reaktionen ist richtig?'''
(Die Produkte liegen energetisch tiefer als die Edukte)
(!Die Produkte liegen immer energetisch höher)
(!Eine Aktivierungsenergie ist grundsätzlich ausgeschlossen)
(!Die Reaktionsenthalpie ist immer positiv)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Größe wird in der Arrhenius-Gleichung mit k bezeichnet?'''
(Die Geschwindigkeitskonstante)
(!Die Stoffmenge)
(!Die Masse des Katalysators)
(!Die elektrische Ladung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was verändert ein Katalysator nicht?'''
(Die Reaktionsenthalpie)
(!Den möglichen Reaktionsweg)
(!Die Reaktionsgeschwindigkeit)
(!Die benötigte Aktivierungsenergie des alternativen Weges)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was ist ein Enzym?'''
(Ein biologischer Katalysator)
(!Ein dauerhaft verbrauchtes Edukt)
(!Eine Einheit der Energie)
(!Ein Diagrammtyp)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Warum läuft eine Reaktion bei höherer Temperatur oft schneller ab?'''
(Der Anteil ausreichend energiereicher Teilchen steigt)
(!Die Edukte werden automatisch zu Katalysatoren)
(!Die Produkte verschwinden aus dem System)
(!Die Aktivierungsenergie wird zur Reaktionsenthalpie)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Aktivierungsenergie || zu überwindende Energiebarriere
|-
| Übergangszustand || energiereicher Zustand am Kurvengipfel
|-
| Katalysator || alternativer Reaktionsweg
|-
| Stoßtheorie || Modell wirksamer Teilchenzusammenstöße
|-
| Temperaturerhöhung || größerer Anteil energiereicher Teilchen
|-
| Arrhenius-Gleichung || Zusammenhang von Temperatur und Geschwindigkeitskonstante
|-
| Exothermie || energieärmere Produkte
|-
| Enzym || biologischer Reaktionsbeschleuniger
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Fachliche Deutung
|-
| '''Zündfunke'''
| liefert die Startenergie
|-
| '''Höhere Temperatur'''
| vergrößert den Anteil energiereicher Teilchen
|-
| '''Katalysatorzugabe'''
| eröffnet einen energieärmeren Reaktionsweg
|-
| '''Ungeeignete Orientierung'''
| verhindert trotz Stoß eine erfolgreiche Reaktion
|-
| '''Exothermer Verlauf'''
| führt zu energetisch tiefer liegenden Produkten
|-
| '''Enzymdenaturierung'''
| verändert die räumliche Struktur des Biokatalysators

|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Arrhenius || Welcher Wissenschaftler ist Namensgeber der Gleichung zur Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante?
|-
| Katalysator || Welcher Stoff ermöglicht einen alternativen Reaktionsweg?
|-
| Übergangszustand || Wie heißt der energiereichste Zustand entlang des Reaktionswegs?
|-
| Stoßtheorie || Welches Modell erklärt Reaktionen durch wirksame Teilchenzusammenstöße?
|-
| Temperatur || Welche Größe beeinflusst die Energieverteilung der Teilchen?
|-
| Enzym || Wie heißt ein biologischer Reaktionsbeschleuniger?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Aktivierungsenergie+-+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Die { Aktivierungsenergie } ist die Energiebarriere eines chemischen Reaktionswegs.
Der höchste Punkt im Energiediagramm heißt { Übergangszustand }.
Ein wirksamer Stoß benötigt genügend Energie und eine passende { Orientierung }.
Eine Temperaturerhöhung vergrößert den Anteil { energiereicher } Teilchen.
Die Energiebarriere selbst wird durch Erwärmen nicht { gesenkt }.
Ein Katalysator eröffnet einen { alternativen } Reaktionsweg.
Die Reaktionsenthalpie bleibt bei einer Katalyse { unverändert }.
Biologische Katalysatoren werden als { Enzyme } bezeichnet.
Die Arrhenius-Gleichung enthält die absolute Temperatur in { Kelvin }.
Bei einer exothermen Reaktion liegen die Produkte energetisch { tiefer } als die Edukte.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===
# [[Energiediagramm beschriften]]: Zeichne ein einfaches Energiediagramm und markiere Edukte, Produkte, Übergangszustand und Aktivierungsenergie.
# [[Alltagsbeispiel erklären]]: Wähle ein Beispiel wie Zündholz, Kühlung oder Zündfunke und erkläre die Rolle der Aktivierungsenergie in fünf Sätzen.
# [[Fehlvorstellung korrigieren]]: Gestalte eine Karte mit der Aussage „Erwärmen senkt die Aktivierungsenergie“ und formuliere darunter die fachlich richtige Erklärung.
# [[Begriffsnetz erstellen]]: Verbinde Aktivierungsenergie, Temperatur, wirksamer Stoß, Katalysator und Reaktionsgeschwindigkeit in einem Begriffsnetz.

{{BR}}
=== Standard ===
# [[Brausetabletten-Versuch]]: Plane einen sicheren Vergleich in kaltem und warmem Wasser, formuliere eine Hypothese und trenne Beobachtung von Deutung.
# [[Katalyse-Comic]]: Zeichne einen kurzen Comic, in dem zwei Reaktionswege als hoher und niedriger Berg dargestellt werden.
# [[Videoanalyse]]: Wähle eines der eingebetteten Lernvideos und erstelle ein Protokoll mit drei Kernaussagen, einer offenen Frage und einer überprüften Fachdefinition.
# [[Modellkritik]]: Erkläre, was das Bergmodell der Aktivierungsenergie gut zeigt und welche Vorgänge auf Teilchenebene darin fehlen.

{{BR}}
=== Schwer ===
# [[Arrhenius-Berechnung]]: Berechne für eine selbst gewählte Aktivierungsenergie die Änderung von <math>k</math> zwischen zwei Temperaturen und deute das Ergebnis.
# [[Katalysator-Fallstudie]]: Untersuche den Autoabgaskatalysator oder ein industrielles Katalyseverfahren und bewerte Nutzen, Grenzen und Umweltwirkung.
# [[Experiment zur Katalase]]: Entwickle unter Anleitung der Lehrkraft eine Versuchsreihe zum Einfluss der Temperatur auf Katalase und begründe geeignete Kontrollansätze.
# [[Erklärvideo produzieren]]: Erstelle ein zweiminütiges Lernvideo, das den Unterschied zwischen Temperaturerhöhung und Katalysatorwirkung fachlich korrekt erklärt.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Diagrammtransfer]]: Zwei Reaktionen besitzen dieselbe Reaktionsenthalpie, aber unterschiedlich hohe Energieberge. Begründe, welche Reaktion bei gleicher Temperatur voraussichtlich schneller verläuft.
# [[Kühlschrank und Katalysator]]: Vergleiche die Wirkung von Kühlung und Katalyse auf Teilchenebene. Gehe ausdrücklich darauf ein, ob sich die Aktivierungsenergie verändert.
# [[Fehleranalyse]]: Eine Person behauptet, ein Katalysator liefere dauerhaft Energie an die Edukte. Widerlege die Aussage mithilfe eines Energiediagramms.
# [[Versuchsplanung]]: Plane einen Versuch, mit dem Temperatur und Oberfläche als Einflussgrößen getrennt untersucht werden können. Benenne unabhängige, abhängige und konstante Variablen.
# [[Gleichgewicht und Geschwindigkeit]]: Erkläre, warum ein Katalysator das chemische Gleichgewicht schneller einstellen lässt, ohne dessen Lage zu verändern.
# [[Biologischer Transfer]]: Begründe, warum starke Temperaturänderungen die Geschwindigkeit enzymatischer Reaktionen nicht unbegrenzt erhöhen.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:
# die Aktivierungsenergie fachsprachlich definieren kannst,
# ein Energiediagramm korrekt beschriftest und auswertest,
# wirksame Stöße auf Teilchenebene erklärst,
# Temperaturerhöhung und Katalysatorwirkung sicher unterscheidest,
# exotherme und endotherme Reaktionen mit der Energiebarriere verknüpfst,
# einfache Aussagen der Arrhenius-Gleichung deutest,
# ein Experiment auswertest und Beobachtung von Erklärung trennst,
# Anwendungen von Katalysatoren sachlich bewertest.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Aktivierungsenergie </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Aktivierungsenergie]]'''
# [[Chemische Reaktion]]
# [[Reaktionskinetik]]
# [[Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Stoßtheorie]]
# [[Energiediagramm]]
# [[Exotherme Reaktion]]
# [[Endotherme Reaktion]]
# [[Katalysator]]
# [[Enzym]]
# [[Arrhenius-Gleichung]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Reaktionskinetik]]
[[Kategorie:Katalyse]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Sekundarstufe II]]
[[Kategorie:Klasse 8-10]]
[[Kategorie:Klasse 11-13]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Aktivierungsenergie - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt