If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Dacă sunteţi în spatele unui filtru de web, vă rugăm să vă asiguraţi că domeniile *. kastatic.org şi *. kasandbox.org sunt deblocate.

Conţinutul principal

Energia de activare

Energia de activare, starea de tranziție și viteza de reacție.

Introducere

Imaginează-ți că te trezești într-o zi când ai multe lucruri distractive de făcut. S-a întâmplat vreodată ca, în ciuda zilei distractive care te așteaptă, să ai nevoie de puțină energie în plus ca să te poți ridica din pat? Odată ce ești ridicat din pat poți să treci cu ușurință prin restul zilei, dar există un mic obstacol de care trebuie se treci pentru a ajunge în acel punct.
Energia activatoare a unui reacții chimice este asemănătoare acelui “obstacol” de care trebuie să treci pentru a te putea ridica din pat. Chiar și reacțiile emițătoare de energie (exergonice) necesită o anumită cantitate de energie suplimentară pentru a putea începe, după care pot continua cu etapele emițătoare de energie. Acest adaos inițial de energie, care este mai târziu compensat pe măsură ce reacția continuă, este numit energia de activare și este abreviat start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript.

Energia de activare

De ce ar avea nevoie o reacție emițătoare de energie, cu un ∆G negativ d energie pentru a începe? Pentru a înțelege acest lucru, trebuie să ne uităm la ce li se întâmplă mai exact moleculelor reactanților în timpul unei reacții chimice. Pentru ca reacția să aibă loc, o parte sau toate legăturile chimice ale reactanților trebuie rupte pentru ca legături noi, cele ale produșilor, să se poată forma. Pentru a aduce legăturile într-o stare în care se pot rupe moleculele, trebuie să fie contorsionate (deformate sau îndoite) într-o stare instabilă numită starea de tranziție. Starea de tranziție este o stare de energie ridicată, iar o anumită cantitate de energie - energia de activare - trebuie adăugată pentru ca moleculele să ajungă la această stare. Deoarece starea de tranziție este instabilă, moleculele reactanților nu stau în aceasta pentru mult timp, ci trec rapid la următorul pas al reacției chimice.
În general, starea de tranziție a unei reacții se situează la un nivel mai înalt de energie decât reactanții sau produșii, astfel încât start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript are întotdeauna o valoare pozitivă - indiferent dacă reacția este exergonică sau endergonică în general. Energia de activare prezentată în diagrama de mai jos este cea pentru reacția directă (reactanți right arrow produși), care este exergonică. Dacă reacția ar fi inversă (endergonică), starea de tranziție ar fi aceeași, dar energia de activare ar fi mai multă. Acest lucru este cauzat de faptul că moleculele produșilor au un nivel scăzut de energie și, deci, necesită mai multă energie suplimentară pentru a ajunge în starea de tranziție în vârful “dealului” reacției. (O săgeată reprezentând energia de activare pentru reacția inversă s-ar extinde de la produși până la starea de tranziție.)
Diagramă cu coordonatele unei reacții exergonice. Deși produșii au mai puțină energie decât reactanții (energie liberă este eliberată de trecerea de la reactanți la produși), există în continuare un "obstacol" pe drumul energetic al reacției, reflectând formarea stării de tranziție cu energie ridicată. Energia de activare pentru reacția directă este cantitatea de energie liberă care trebuie adăugată pentru a trece de la nivelul de energie al reactanților la nivelul de energie al stării de tranziție.
Tabel modificat din OpenStax Biology.
Sursa energiei de activare este de obicei căldura, cu moleculele reactanților absorbind energia termică din împrejurimi. Această energie termică grăbește mișcarea moleculelor de reactanți, ridicând frecvența și forța coliziunilor sale și împingând atomii și legăturile în molecule individuale, ridicând probabilitatea ruperii legăturilor. Odată ce o moleculă de reactant absoarbe suficientă energie pentru a ajunge în starea de tranziție, poate continua prin restul reacției.

Energia de activare și rata de reacție

Energia de activare a unei reacții chimice este strâns legată de proporția acesteia. Mai precis, cu cât energia de activare este mai mare, cu atât va fi mai lentă reacția chimică. Acest lucru se explică prin faptul că moleculele pot completa reacția odată ce ajung peste bariera energiei de activare. Cu cât este bariera mai înaltă, cu atât mai puține molecule vor avea suficientă energie să treacă de ea în orice moment.
Multe reacții au energii de activare atât de mari încât, practic, nu continuă deloc fără un adaos de energie. De exemplu, arderea unui combustibil ca propanul emite energie, dar rata reacției este, de fapt, zero la temperatura camerei. (Pentru a clarifica, acesta este un lucru bun - nu ar fi așa bine când canistrele de propan ar exploda spontan pe raft!) Odată ce o scânteie a furnizat suficientă energie pentru a trece câteva molecule peste bariera energiei de activare, acele molecule completează reacția, eliberând energie. Energia eliberată ajută și alte molecule să treacă de bariera energetică, ducând la o reacție în lanț.
Majoritatea reacțiilor chimice care au loc în celule se aseamănă cu exemplul combustiei hidrocarbonului: energia de activare este prea ridicată pentru ca reacțiile să continue la temperatură ambiantă. La început, acest lucru pare o problemă; la urma urmei, nu poți aprinde o scânteie înăuntrul unei celule fără a provoca leziuni. Din fericire, este posibilă scăderea energiei de activare a unei reacții și, prin urmare, ridicarea ratei de reacție. Procesul grăbirii unei reacții prin reducerea energiei de activare este numit catalizare, iar factorul adăugat pentru scăderea energiei de activare se numește catalizator. Catalizatorii biologici se numesc enzime și îi vom analiza în amănunt în secțiunea următoare.