Enerxía de activación

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
A faísca xerada por un dispositivo de aceiro golpeado contra un Ferrocerium prové a enerxía de activación para iniciar a combustión dun chisqueiro de Bunsen. A labarada azul sosterase autonomamente despois de que se extingan as faíscas.

A enerxía de activación é a enerxía inicial necesaria para que unha reacción aconteza. Para que ocorra unha reacción química entre dúas substancias orgánicas que están na mesma solución é preciso fornecer unha certa cantidade de enerxía, xeralmente en forma de calor, que favoreza o encontro e a colisión entre elas. A enerxía tamén é necesaria para romper as ligazóns químicas existentes entre os átomos de cada substancia, o que favorece así que se formen outras ligazóns químicas e a síntese dunha nova substancia a partir de dúas iniciais.

Visión xeral[editar | editar a fonte]

Coñecido como modelo de colisión, existen tres cousas necesarias nesta orde para que unha reacción aconteza:

1. as moléculas deben colidir para reaccionaren.

De todos os xeitos, aínda que dúas moléculas colidan non sempre se vai producir unha reacción entre elas; xa que logo, unha colisión non é sempre un elemento suficiente. A segunda esixencia é que:

2. exista enerxía suficiente (enerxía de activación) para que as dúas moléculas reaccionen.

Aquí vai implícita a idea dunha transición de estado; se dúas moléculas coliden, deben afastarse unha da outra se non posúen enerxía suficiente para superar a enerxía de activación e realizar a transición de estado (no punto de maior enerxía). Finalmente, a terceira condición é:

3. a molécula debe estar correctamente orientada.

Para que a reacción ocorra entre dúas moléculas que coliden, deben colidir nunha orientación correcta e achegar unha cantidade de enerxía mínima. Cando as moléculas se aproximan, as súas electrosferas rexéitanse mutuamente. Para superar esta repulsión é necesario enerxía (enerxía de activación), que tipicamente a prové a calor do sistema; isto é, a enerxía de translación, vibración e rotación de cada molécula, aínda que algunhas veces sexa a luz (fotoquímico) ou o campo eléctrico (electroquímico). Se existe suficiente enerxía dispoñíbel, a repulsión supérase e as moléculas aproxímanse o suficiente como para que a atracción entre elas provoque un rearranxo das ligazóns covalentes.

A temperaturas baixas, a maioría das moléculas non terá enerxía suficiente para reaccionar. Con todo case sempre haberá un número de moléculas con suficiente enerxía independentemente da temperatura porque a temperatura é unha medida da enerxía media do sistema; de xeito que as moléculas individuais poden ter máis ou menos enerxía cá media. Ao aumentar a temperatura, a proporción de moléculas con mais enerxía cá enerxía de activación medra proporcionalmente, e conseguintemente a velocidade da reacción crece. A enerxía de activación é a enerxía en quilojoules necesaria para que 1 mol de reactante reaccione.

Fundamentación matemática[editar | editar a fonte]

A ecuación de Arrhenius proporciona a relación entre a enerxía de activación e a velocidade en que se producirá a reacción. Na ecuación de Arrhenius, a enerxía de activación exprésase como

E_a = -RT \ln \left( \frac{k}{A} \right)

Onde A é o factor de frecuencia para a reacción, R é a constante universal dos gases, e T é a temperatura (en graos Kelvin). Canto maior a temperatura, máis facilmente a reacción superará a enerxía de activación. A é un factor espacial, que expresa a probabilidade de que as moléculas posúan unha orientación favorábel a establecer a colisión. Para que a reacción aconteza e sobrepase a enerxía de activación, a temperatura, orientación e a enerxía das moléculas deben ser substanciais; esta ecuación controla a suma de todas estas cousas. Unha regra xeral aproximada é que ao aumentar a temperatura en 10 graos dobrarase a velocidade da reacción, en ausencia de calquera outro efecto dependente da temperatura, debido a un aumento do número de moléculas que terá a enerxía de activación.

Transición de estado[editar | editar a fonte]

Fig-1 demostra a relación entre enerxía de activación (E_a) e a entalpía de formación (ΔH) con e sen un catalisador. A posición mais elevada (posición pico) representa a transición de estado. Coa catálise, a enerxía requirida para entrar na transición de estado diminúe.

O estado de transición ao longo dunha rección normal é o punto de máxima enerxía libre. O estado de transición existe soamente por un período extremadamente breve de tempo (10-15 s). A enerxía necesaria para alcanzar o estado de transición é igual á enerxía de activación da reacción. Reaccións de multiestado envolven innúmeros puntos de transición, onde a enerxía de activación é igual á maior enerxía requirida. Despois deste período as moléculas, ou se separan novamente refacendo as súas ligazóns orixinais, ou as ligazóns creban e fórmanse novos produtos. Isto é posíbel porque ambas as posibilidades teñen como consecuencia a liberación de enerxía (como se mostra no diagrama de entalpía, Fig-1, ambas as posicións son mais baixas que o estado transición). Unha substancia que modifica o estado de transición diminuíndo a enerxía de transición denomínase catalizador. Os enzimas son catalizadores biolóxicos. É importante notar que un catalizador diminúe a enerxía de activación; isto non muda a enerxía do produto remanente senón só a enerxía de activación.