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Definición de energía de activación en química

Definición de energía de activación en química

La energía de activación es la cantidad mínima de energía requerida para iniciar una reacción. Es la altura de la barrera de energía potencial entre los mínimos de energía potencial de los reactivos y productos. La energía de activación se denota por Euna y típicamente tiene unidades de kilojulios por mol (kJ / mol) o kilocalorías por mol (kcal / mol). El término "energía de activación" fue introducido por el científico sueco Svante Arrhenius en 1889. La ecuación de Arrhenius relaciona la energía de activación con la velocidad a la que se produce una reacción química:

k = Ae-Ea / (RT)

donde 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), Euna es la energía de activación, R es la constante de gas universal y T es la temperatura absoluta (Kelvin).

De la ecuación de Arrhenius, se puede ver que la velocidad de reacción cambia según la temperatura. Normalmente, esto significa que una reacción química se desarrolla más rápidamente a una temperatura más alta. Sin embargo, hay algunos casos de "energía de activación negativa", donde la velocidad de reacción disminuye con la temperatura.

¿Por qué se necesita energía de activación?

Si mezcla dos productos químicos, solo se producirá una pequeña cantidad de colisiones entre las moléculas reactivas para producir productos. Esto es particularmente cierto si las moléculas tienen baja energía cinética. Entonces, antes de que una fracción significativa de reactivos se pueda convertir en productos, se debe superar la energía libre del sistema. La energía de activación le da a la reacción ese pequeño empujón adicional necesario para ponerse en marcha. Incluso las reacciones exotérmicas requieren energía de activación para comenzar. Por ejemplo, una pila de madera no comenzará a arder por sí sola. Una cerilla encendida puede proporcionar la energía de activación para iniciar la combustión. Una vez que comienza la reacción química, el calor liberado por la reacción proporciona la energía de activación para convertir más reactivo en producto.

A veces, se produce una reacción química sin agregar energía adicional. En este caso, la energía de activación de la reacción generalmente es suministrada por el calor de la temperatura ambiente. El calor aumenta el movimiento de las moléculas reactivas, mejorando sus probabilidades de colisionar entre sí y aumentando la fuerza de las colisiones. La combinación hace que sea más probable que se rompan los enlaces entre los reactivos, lo que permite la formación de productos.

Catalizadores y Energía de Activación

Una sustancia que reduce la energía de activación de una reacción química se llama catalizador. Básicamente, un catalizador actúa modificando el estado de transición de una reacción. Los catalizadores no son consumidos por la reacción química y no cambian la constante de equilibrio de la reacción.

Relación entre la energía de activación y la energía de Gibbs

La energía de activación es un término en la ecuación de Arrhenius que se usa para calcular la energía necesaria para superar el estado de transición de los reactivos a los productos. La ecuación de Eyring es otra relación que describe la velocidad de reacción, excepto que en lugar de usar energía de activación, incluye la energía de Gibbs del estado de transición. La energía de Gibbs del estado de transición influye tanto en la entalpía como en la entropía de una reacción. La energía de activación y la energía de Gibbs están relacionadas, pero no son intercambiables.