Energia de ativação

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A centelha gerada por um dispositivo de aço golpeado contra um Ferrocerium provendo a energia de ativação para iniciar a combustão de um Bico de Bunsen. A chama azul ira se auto-sustentar após as fagulhas se extinguirem porem a combustão do gás e agora energeticamente favorável.

A Energia de ativação é a energia inicial necessária para que uma reação aconteça.

Para ocorrer uma reação química entre duas substâncias orgânicas que estão na mesma solução é preciso fornecer uma certa quantiade de energia , geralmente na forma de calor, que favoreça o encontro e a colisão entre elas. A energia também é necessária para romper ligações químicas existentes entre os átomos de cada substância, favorecendo, assim, a ocorrência de outros ligaçõs químicas e a síntese de uma nova substância a partir de duas iniciais.

[editar] Visão geral

Conhecido como modelo de colisão, existem três coisas necessárias nesta ordem para que uma reação aconteça:

1. as moléculas devem colidir para reagirem.

Se duas moléculas simplesmente colidem, contundo, elas não iram sempre reagir; portanto, a ocorrência de uma colisão não é sempre o suficiente. A segunda exigência é que:

2. exista bastante energia (energia de ativação) para que as duas moléculas reajam.

Esta é a idéia de uma transição de estado; se duas moléculas colidem, elas devem afastar uma da outra se elas não possuírem energia suficiente para superarem a energia de ativação e transpor a transição de estado (ponto de mais alta energia). Finalmente, a terceira condição é:

3. a molécula deve ser orientada mutuamente de forma correta.

Para a reação ocorra entre duas moléculas que colidem, elas devem colidir em uma orientação correta, e possuírem um aporte de energia mínimo. Quando as moléculas se aproximam, suas eletrosferas se repelem mutuamente. Para superar esta repulsão é necessário energia (energia de ativação), a qual é tipicamente provida pelo calor do sistema; isto é, a energia de translação, vibração e rotação de cada molécula, embora algumas vezes pela luz (fotoquímico) ou campo elétrico (eletroquímico). Se existe bastante energia disponível, a repulsão e superada e as moléculas se aproximam o suficiente para a atração entre as moléculas provoque um rearranjo das ligações covalentes

A temperaturas baixas para uma reação em particular, a maioria das moléculas (mas não todas) irão ter energia suficiente para reagir. Contudo haverá quase sempre um certo numero de moléculas com bastante energia a qualquer temperatura porque a temperatura é uma medida da energia média do sistema — sendo que moléculas individuais podem ter mais ou menos energia que a média. Aumentando a temperatura a proporção de moléculas com mais energia do que a energia de ativação cresce proporcionalmente, e conseqüentemente a velocidade da reação cresce. Tipicamente a energia de ativação é considerada como sendo a energia emm kilo joule necessária para que 1 mol de reagente reaja.

[editar] Fundamentação matemática

A equação de Arrhenius fornece a base de relacionamento entre a energia de ativação e a velocidade na qual a reação se processara. Da equação de Arrhenius, a energia de ativação pode ser expressa como

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

Onde A é o fator de freqüência para a reação, R é a constante universal dos gases, e T e a temperatura (em kelvins). Quanto maior a temperatura, mais facilmente será a reação capaz de sobrepujar a energia de ativação. A é um fator espacial, o qual expressa a probabilidade das moléculas possuírem uma orientação favorável e ira ser capaz de se estabelecer na colisão. De forma a que reação aconteça e ultrapasse a energia de ativação, a temperatura, orientação e energia das moléculas devem ser substanciais; esta equação controla a soma de todas estas coisas. Uma regra geral aproximada é que aumentando a temperatura em 10 graus irá dobrar a velocidade da reação, na ausência de quaisquer outros efeitos dependentes da temperatura, devido a um aumento do numero de moléculas que terá a energia de ativação [1].

[editar] Transição de estado

Fig-1 demonstra a relação entre energia de ativação (

E a

) e a entalpia de formação (ΔH) com e sem um catalisador. A posição de maior (posição pico) representa a transição de estado. Com a catalise, a energia requerida para entrar na transição de estado diminui, Com a catalise, a energia requerida para entrar na transição de estado diminui a energia requerida para iniciar a reação.

O estado de transição ao longo de uma reação normal é o ponto de máxima energia livre. O estado de transição existe somente por um período extremamente breve de tempo (10^-15 s). A energia necessária para alcançar o estado de transição pe igual a energia de ativação da reação. Reações de multi-estágio envolvem inúmeros pontos de transição, onde a energia de ativação é igual a maior energia requerida. Depois deste período as moléculas ou se separam novamente refazendo suas ligações originais, ou as ligações são quebradas e novos produtos são formados. Isto é possível porque ambas possibilidades resultam na liberação de energia (como mostrado no diagrama de entalpia, Fig-1, ambas posições são mais baixas que o estado transição). Uma substância que modifica o estado de transição diminuindo a energia de transição é denominada como catalisador; um catalisador biológico é denominada como enzima. É importante notar que um catalisador diminui a energia de ativação; isto não muda a energia do produto remanescente e somente a energia de ativação é alterada (diminuída).