La Energía de Activación

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La Energía de Activación:

La Energía de Activación (E_a) es la energía mínima necesaria para iniciar una reacción química.

Las sustancias precisan una cierta energía de activación puesto que tienen que vencer primero las fuerzas de repulsión, vibración, traslación, etc. que existen entre los átomos de las moléculas que van a reaccionar.

El concepto de Energía de Activación fue introducido por Arrhenius en 1889 quien la definió con la fórmula:

Energía de Activación (Ea) = R·T2 ·	dL(k)
	dT .

R: cte. de los gases (8,3 J·K^-1·mol^-1)

T: temperatura absoluta (ºK)

k: cte. cinética (depende de T)

Energía de Activación sin Catalizador:

En la figura de la izquierda se muestra el gráfico de desarrollo de una reacción exotérmica (desprende energía). 

En ella se muestra cómo para que tenga lugar, es preciso en primer lugar aportarle una cierta energía de activación (E_a) para alcanzar el punto de complejo activado a partir del cual se desarrolla la reacción expontáneamente hasta que los reactivos se transforman en productos.

Energía de Activación con Catalizador:

La energía de activación (E_a) se puede reducir notablemente como se muestra en el gráfico de la izquierda mediante la acción de un catalizador.

La acción de este catalizador hace que sea más fácil alcanzar el punto de complejo activado de manera que se reduce la energía de activación para que la reacción se pueda desarrollar de manera espontánea.

El Complejo Activado:

Como acabamos de ver, para que la reacción se desarrolle es preciso aportarle cierta energía (energía de activación) para que los reactivos alcancen un punto de transición denominado Complejo Activado.

En el punto de Complejo Activado se cumplen las siguientes condiciones:

• Se ha suministrado la energía suficiente para romper los enlaces entre los átomos de las moléculas que reaccionan y se empiezan a unir para formar los productos
• La energía cinética de las moléculas es suficiente para que las colisiones entre ellas se produzcan con la fuerza suficiente para vencer las fuerzas de repulsión
• Ademas es preciso que las colisiones se produzcan en la orientación correcta que favorezca los nuevos enlaces que forman los productos (colisiones efectivas)

 

Cinética Química y Energía de Activación:

Es importante destacar que la Energía de Activación y la velocidad de la reacción están relacionadas:

• Energía de Activación alta → velocidad de reacción baja
• Energía de Activación baja → velocidad de reacción alta 

Por lo tanto, si queremos aumentar la velocidad de una reacción podemos hacerlo bajando su energía de activación, por ejemplo mediante la acción de un catalizador.

Influencia de la Temperatura:

Sea una reacción química en la que a una determinada temperatura T, una cierta fracción de sus moléculas poseen la energía cinética suficiente para reaccionar y transformarse en productos. Es decir: E_cinética > E_a .

Ahora bien, como se puede comprobar de la fórmula de Arrhenius vista anteriormente, el efecto de la temperatura es muy notable, de manera que en muchas reacciones, simplemente por aumentar 10ºC, la cantidad de moléculas en las que E_cinética > E_a es el doble o incluso más.

Ejemplos de Energía de Activación:

• 2N₂O₅ → 2N₂O₄ + O₂  (E_a = 6,6·10^-7 KJ/mol)

• CO + NO₂ → CO₂ + NO (E_a = 116 KJ/mol)

• H₂ + I₂ → 2HI  (E_a = 180 KJ/mol) SIN CATALIZADOR

• H₂ + I₂ → 2HI  (E_a = 60 KJ/mol) CON CATALIZADOR

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versión 1 (09/11/2015)