Energía de activación – Definición y ejemplos

En química y física, la energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para iniciar una reacción química. Los reactivos a menudo obtienen energía de activación del calor, pero a veces la energía proviene de la luz o la energía liberada por otras reacciones químicas. Para reacciones espontáneas, la temperatura ambiente proporciona suficiente energía para lograr la energía de activación.

El científico sueco Svante Arrhenius propuso el concepto de energía de activación en 1889. La energía de activación se indica con el símbolo E _a y tiene unidades de julios (J), kilojulios por mol (kJ / mol) o kilocalorías por mol (kcal / mol).

Efecto de enzimas y catalizadores

Un catalizador reduce la energía de activación de una reacción química. Las enzimas son ejemplos de catalizadores. Los catalizadores no son consumidos por la reacción química y no cambian la constante de equilibrio de la reacción. Normalmente, funcionan modificando el estado de transición de la reacción. Básicamente, dan una reacción de otra forma de proceder. Como tomar un atajo entre dos lugares, la distancia real entre ellos no cambia, solo la ruta.

Los inhibidores, por el contrario, aumentan la energía de activación de una reacción química. Esto disminuye la velocidad de la reacción.

Energía de activación y tasa de reacción

La energía de activación está relacionada con la velocidad de reacción . Cuanto mayor es la energía de activación, más lenta avanza la reacción porque menos reactivos tienen suficiente energía para superar la barrera energética en un momento dado. Si la energía de activación es lo suficientemente alta, no se producirá una reacción a menos que se suministre energía. Por ejemplo, quemar madera libera mucha energía, pero una mesa de madera no estalla repentinamente en llamas. La combustión de la madera requiere energía de activación, que puede ser suministrada por un encendedor.

La ecuación de Arrhenius describe la relación entre la velocidad de reacción, la energía de activación y la temperatura.

k = Ae ^{-Ea / (RT)}

Aquí, k es el coeficiente de velocidad de reacción, A es el factor de frecuencia para la reacción, e es el número irracional (aproximadamente igual a 2.718), E _a  es la energía de activación, R es la constante universal del gas y T es la temperatura absoluta (Kelvin).

La ecuación de Arrhenius muestra que la velocidad de reacción cambia con la temperatura. En la mayoría de los casos, las reacciones químicas ocurren más rápidamente a medida que aumenta la temperatura (hasta cierto punto). En algunos casos, la velocidad de reacción disminuye a medida que aumenta la temperatura. Resolver la energía de activación puede dar un valor negativo.

¿Es posible la energía de activación negativa?

La energía de activación de una reacción elemental es cero o positiva. Sin embargo, un mecanismo de reacción que consta de varios pasos puede tener una energía de activación negativa. Además, la ecuación de Arrhenius permite valores de energía de activación negativos en los casos en que la velocidad de reacción disminuye a medida que aumenta la temperatura. Las reacciones elementales con energías de activación negativas son reacciones sin barreras. En estos casos, el aumento de temperatura disminuye la probabilidad de que los reactivos se combinen porque tienen demasiada energía. Puedes pensar en ello como lanzar dos bolas pegajosas una a la otra. A bajas velocidades, se pegan, pero si se mueven demasiado rápido, rebotan entre sí.

Energía de activación y energía de Gibbs

La ecuación de Eyring es otra relación que describe la velocidad de reacción. Sin embargo, la ecuación utiliza energía de Gibbs del estado de transición en lugar de energía de activación. La energía de Gibbs del estado de transición explica la entalpía y la entropía de una reacción. Si bien la energía de activación y la energía de Gibbs están relacionadas, no son intercambiables en ecuaciones químicas.

Cómo encontrar la energía de activación

Usa la ecuación de Arrhenius para encontrar la energía de activación. Un método implica reescribir la ecuación de Arrhenius y registrar el cambio en la velocidad de reacción a medida que cambia la temperatura:

log K = log A – E _a /2.303RT

log (k ₂ / k ₁ ) = Ea / 2.303R (1 / T ₁ -1 / T ₂ )

Por ejemplo: La constante de velocidad de una reacción de primer orden aumenta de 3 × 10 ^-2 a 8 × 10 ^{-2 a} medida que la temperatura aumenta de 310 K a 330 K. Calcule la energía de activación (E _a ).

log (8 × 10 ^-2 / 3 × 10 ^-2 ) = Ea / 2.303R (1/310 – 1/330)
log 2.66 = Ea / 2.303R (1.95503 x 10 ^-4 )
0.4249 Ea / 2.303 × 8.314 x ( 1.95503 x 10 ^-4 )
0.4249 = Ea / 19.147 x (1.95503 x 10 ^-4 )
0.4249 = 1.02106 x ^10-5 x Ea
Ea = 41613.62 J / mol o 41.614 kJ / mol

Puede graficar ln k (logaritmo natural de la constante de velocidad) versus 1 / T y usar la pendiente de la línea resultante para encontrar la energía de activación:

m = – E _a / R

Aquí m es la pendiente de la línea, Ea es la energía de activación y R es la constante del gas ideal de 8.314 J / mol-K. Recuerde convertir las medidas de temperatura tomadas en grados Celsius o Fahrenheit a Kelvin antes de calcular 1 / T y trazar el gráfico.

En un gráfico de la energía de la reacción frente a la coordenada de reacción, la diferencia entre la energía de los reactivos y la energía de los productos es ΔH, mientras que el exceso de energía (la parte de la curva por encima de la de los productos) es la energía de activación.

Aprende más sobre química.