Energía de activación

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La relación entre la energía de osera que la energía de activación es la energía q tiene el electronactivación ( E_a ) y el incremento de la entalpía de formación (ΔH^o_f) con y sin catalizador. El punto de mayor energía (punto del complejo activado) representa el estado de transición. Con un catalizador, la energía requerida para que la reacción entre en el estado de transición disminuye, por lo tanto, la energía necesaria para iniciar la reacción también disminuye.
Las chispas generadas al golpear acero contra un pedernal proporcionan la 'energía de activación para iniciar la combustión en este mechero Bunsen. La llama azul se sostiene a si misma después de que las chispas cesen debido a que la combustión continua de la llama es ahora energéticamente favorable.

La energía de activación (E_a)\, es un término que introdujo Arrhenius en 1889 y se define matemáticamente como:

E_a = RT^2 \mathrm{d}\ln(k)/\mathrm{d}T \,

.

es decir, la derivada del logaritmo con base e de la constante de reacción respecto a la temperatura, multiplicada por la constante de los gases y por la temperatura al cuadrado. Pudiendo ser la energía de activación un número positivo o negativo.

La energía de activación (E_a)\, en química y biología es la energía mínima que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Esto requiere energía (energía de activación) y proviene de la energía térmica del sistema, es decir la suma de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada molécula. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base cuantitativa de la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. El estudio de las velocidades de reacción se denomina cinética química.

Un ejemplo particular es el que se da en la combustión de una sustancia. Por sí solos el combustible y el comburente no producen fuego, es necesario un primer aporte de energía para iniciar la combustión autosostenida. Una pequeña cantidad de calor aportada puede bastar para que se desencadene una combustión, haciendo la energía calórica aportada el papel de energía de activación y por eso a veces a la energía de activación se la llama entalpía de activación.

Según el origen de este primer aporte de energía se clasifica como:

  • químico: La energía química exotérmica desprende calor, que puede ser empleado como fuente de ignición.
  • eléctrico: El paso de una corriente eléctrica o un chispazo produce calor.
  • nuclear: La fusión y la fisión nuclear producen calor.
  • mecánico: Por compresión o fricción, la fuerza mecánica de dos cuerpos puede producir calor.

Las siguientes representaciones gráficas manifiestan diferencias acerca de cómo la presencia de un catalizador (ejemplo una enzima en un proceso biológico) disminuye la energía de activación debido a su complementariedad y por tanto provoca una disminución en el tiempo requerido para que se forme el producto, o sea, aumenta la velocidad.