Energia de activare

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 te-ai 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 de activare 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 ${\text{E}}_{\text{A}}$‍.

De ce ar avea nevoie de energie pentru a progresa o reacție care eliberează energie, cu un ∆G negativ? Pentru a înțelege aceasta, trebuie să ne uităm la ce se întâmplă, de fapt, cu moleculele reactante în timpul unei reacție chimice. Pentru ca reacția să aibă loc, unele sau toate legăturile chimice din reactanți trebuie să se rupă astfel încât noile legături, acelea ale produselor, să se poată forma. Pentru a aduce legăturile într-o stare care le permite să se rupă, molecula trebuie să fie contorsionată (deformată sau îndoită) într-o stare instabilă numită stare de tranziție. Starea de tranziție este o stare cu un nivel înalt de energie și o anumită cantitate de energie — energie de activare — trebuie să fie adăugată pentru ca molecula să o atingă. Deoarece starea de tranziție este instabilă, moleculele reactante nu stau acolo mult timp, ci trec rapid la pasul următor al reacției chimice.

În general, starea de tranziție a unei reacții este mereu la un nivel mai înalt de energie decât reactanții sau produșii, astfel încât ${\text{E}}_{\text{A}}$‍ 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 $\to$‍ produși), care este exergonică. Dacă reacția ar fi inversă (endergonică), starea de tranziție ar fi aceeași, dar energia de activare ar fi mai mare. Acest lucru este cauzat de faptul că moleculele produșilor au un nivel scăzut de energie și, prin urmare, ar necesita mai multă energie pentru a ajunge în starea de tranziție în vârful „dealului” reacției. (O săgeată reprezentând energia de activare pentru reacția inversă ar indica de la produși la starea de tranziție.)

Sursa energiei de activare este de obicei căldura, cu moleculele de reactanți absorbind energia termică din împrejurimi. Această energie termică grăbește mișcarea moleculelor de reactant, crescându frecvența și forța coliziunilor și împingând atomii și legăturile în molecule individuale, crescând 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 a unei reacții chimice este strâns legată de rata sa. Mai precis, cu cât energia de activare este mai mare, cu atât mai lentă va fi reacția chimică. Acest lucru se explică prin faptul că moleculele pot completa reacția odată ce au trecut de 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 seamănă cu exemplul combustiei hidrocarburii: 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 face pagube. Din fericire, este posibilă reducerea energiei de activare a unei reacții și, prin urmare, creșterea ratei de reacție. Procesul accelerării unei reacții prin reducerea energiei de activare se numește catalizare, iar factorul adăugat pentru reducerea energiei de activare se numește catalizator. Catalizatorii biologici se numesc enzime și îi vom analiza în amănunt în secțiunea următoare.