Energia de Ativação (Ea) Definição Química

A energia de ativação é a quantidade mínima de energia necessária para iniciar uma reação. É a altura da barreira de energia potencial entre os mínimos de energia potencial dos reagentes e dos produtos. A energia de ativação é denotada por E_para e normalmente tem unidades de quilojoules por mol (kJ/mol) ou quilocalorias por mol (kcal/mol). O termo “energia de ativação” foi introduzido pelo cientista sueco Svante Arrhenius em 1889. A equação de Arrhenius relaciona a energia de ativação à taxa na qual uma reação química ocorre:

k = Ae^-Ea/(RT)

onde k é o coeficiente de taxa de reação, A é o fator de frequência de reação, e é o número irracional (aproximadamente igual a 2,718), E_para é a energia de ativação, R é a constante universal do gás e T é a temperatura absoluta (Kelvin).

A partir da equação de Arrhenius, pode-se ver que a velocidade da reação muda com a temperatura. Normalmente, isso significa que uma reação química ocorre mais rapidamente a uma temperatura mais alta. No entanto, existem alguns casos de “energia de ativação negativa”, onde a velocidade de uma reação diminui com a temperatura.

Por que a energia de ativação é necessária?

Se você misturar dois produtos químicos, apenas um pequeno número de colisões entre as moléculas reagentes ocorrerá naturalmente para formar produtos. Isto é particularmente verdadeiro se as moléculas tiverem baixa energia cinética. Assim, antes que uma fração significativa dos reagentes possa ser convertida em produtos, a energia livre do sistema deve ser superada. A energia de ativação dá à reação aquele empurrão extra que ela precisa para continuar. Mesmo reações exotérmicas requerem energia de ativação para começar. Por exemplo, uma pilha de madeira não começará a queimar sozinha. Um fósforo aceso pode fornecer a energia de ativação para iniciar a combustão. Uma vez que a reação química começa, o calor liberado pela reação fornece a energia de ativação para converter mais reagente em produto.

Às vezes, uma reação química ocorre sem adicionar nenhuma energia adicional. Nesse caso, a energia de ativação da reação geralmente é fornecida pelo calor da temperatura ambiente. O calor aumenta o movimento das moléculas reagentes, melhorando suas chances de colidir umas com as outras e aumentando a força das colisões. A combinação torna mais provável que as ligações entre os reagentes se quebrem, permitindo a formação de produtos.

Catalisadores e Energia de Ativação

Uma substância que reduz a energia de ativação de uma reação química é chamada de catalisador. Basicamente, um catalisador atua modificando o estado de transição de uma reação. Os catalisadores não são consumidos pela reação química e não alteram a constante de equilíbrio da reação.

Relação entre energia de ativação e energia de Gibbs

Energia de ativação é um termo da equação de Arrhenius que é usado para calcular a energia necessária para superar o estado de transição de reagentes para produtos. A equação de Eyring é outra relação que descreve a taxa de reação, exceto que em vez de usar a energia de ativação, inclui a energia de Gibbs do estado de transição. A energia de Gibbs do estado de transição influencia tanto a entalpia quanto a entropia de uma reação. A energia de ativação e a energia de Gibbs estão relacionadas, mas não são intercambiáveis.