Energía de activación (Ea)

En química, se denomina energia de activación, Ea, a la cantidad mínima de energía que se necesita para activar átomos o moléculas hasta una condición en la que se pueda generar una transformación química o un transporte físico. En la teoría del estado de transición, la energía de activación es la diferencia de contenido energético entre los átomos o moléculas en una configuración de estado activo o de transición y los átomos o moléculas en una configuración inicial. Casi siempre, el estado de una reacción se presenta en un nivel de energía superior al de los productos que reaccionan (reactantes). Por tanto, la energía de activación siempre tiene un valor positivo. Este valor positivo se da independientemente de que la reacción absorba energía (endergónica o endotérmica) o la produzca (exergónica o exotérmica).

La forma abreviada de nombrar la energía de activación es Ea. Las unidades más habituales de la Ea unidades son los kilojulios por mol (kJ/mol) y las kilocalorías por mol (kcal/mol).

La ecuación de la Ea de Arrhenius

Svante Arrhenius fue un científico sueco que en 1889 demostró la existencia de la energía de activación, desarrollando la ecuación que lleva su nombre. Con la ecuación de Arrhenius se describe la correlación que existe entre la temperatura y la velocidad de reacción. Esta relación es fundamental para calcular la velocidad de las reacciones químicas y, sobre todo, la cantidad de energía necesaria para que dichas reacciones tengan lugar.

En la ecuación Arrhenius, K es el coeficiente de velocidad de reacción (la velocidad de reacción), A es el factor de frecuencia con la que chocan las moléculas y e es una constante (aproximadamente igual a 2,718). Por otra parte, Ea es la energía de activación y R es la constante universal de los gases (unidades de energía por incremento de temperatura por mol). Por último, T representa la temperatura absoluta, medida en grados Kelvin.

Así, la ecuación Arrhenius es representa como k= Ae^(-Ea/RT). Sin embargo, como muchas ecuaciones, puede reordenarse para calcular diferentes valores. No obstante, no es necesario conocer el valor de A para calcular la energía de activación (Ea), ya que esta se puede averiguar a partir de la variación de los coeficientes de velocidad de reacción en función de la temperatura.

Significado químico de la Ea

Todas las moléculas poseen una pequeña cantidad de energía, que puede presentarse en forma de energía cinética o de energía potencial. Cuando las moléculas chocan, su energía cinética puede alterar y hasta destruir los enlaces, que es lo que ocurre cuando tienen lugar las reacciones químicas.

Si las moléculas se mueven despacio, es decir, con poca energía cinética, o bien no chocan con otras moléculas o bien los impactos no generan ninguna reacción por ser débiles. Lo mismo sucede si las moléculas chocan con una orientación errónea o inadecuada. Sin embargo, si las moléculas se mueven con la rapidez necesaria y con la orientación precisa, se producirá una colisión fructífera. Así, la energía cinética al colisionar será mayor que la energía mínima, y tras esa colisión se producirá una reacción. Incluso las reacciones exotérmicas requieren una mínima cantidad de energía para comenzar. Ese requisito mínimo de energía, como hemos explicado antes, se denomina energía de activación.

El conocimiento de datos acerca de la energía de activación de las sustancias implica la posibilidad de cuidar nuestro entorno. Es decir, si somos conscientes de que según las características de las moléculas se puede producir una reacción química, podríamos no realizar acciones que, por ejemplo, podrían producir un incendio. Por ejemplo, sabiendo que un libro se podría incendiar si se pone encima de él una vela (cuya llama aportaría la energía de activación), estaremos pendientes de que la llama de la vela no se propague al papel del libro.

Catalizadores y la energía de activación

Un catalizador incrementa la velocidad de reacción de una forma algo distinta a la de otros métodos utilizados para ese mismo fin. La función de un catalizador es disminuir la energía de activación, para que así una mayor proporción de partículas tenga suficiente energía para reaccionar. Los catalizadores pueden reducir la energía de activación de dos maneras:

1. Orientando las partículas que reaccionan de forma que sea más probable que se produzcan colisiones, o modificando la velocidad de sus movimientos.
2. Reaccionando con los reactivos para formar una sustancia intermedia que requiera menos energía para formar el producto.

Algunos metales, como por ejemplo el platino, el cobre y el hierro, pueden actuar como catalizadores en determinadas reacciones. En nuestro propio cuerpo existen enzimas que son catalizadores biológicos (biocatalizadores) que ayudan a acelerar las reacciones bioquímicas. Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para formar una sustancia intermedia, que luego reacciona para transformarse en el producto final. Esa sustancia intermedia suele denominarse complejo activado.

Ejemplo de una reacción en la que interviene un catalizador

El siguiente es un ejemplo teórico de cómo podría desarrollarse una reacción en la que interviene un catalizador. A y B son reactivos, C es el catalizador y D es el producto de la reacción entre A y B.

Primer paso (reacción 1): A+C → AC
Segundo paso (reacción 2): B+AC → ACB
Tercer paso (reacción 3): ACB → C+D

ACB representa el producto químico intermedio. Aunque el catalizador (C) se consume en la reacción 1, posteriormente se libera de nuevo en la reacción 3, de modo que la reacción global con un catalizador es la siguiente: A+B+C → D+C

De ello se deduce que el catalizador se libera al final de la reacción, completamente inalterado. Sin tener en cuenta el catalizador, la reacción global se escribiría: A+B → D

En este ejemplo, el catalizador ha proporcionado un conjunto de pasos de reacción que podemos llamar «vía alternativa de reacción». Esa vía en la que interviene el catalizador requiere menos energía de activación y, por tanto, es más rápida y eficiente.

La ecuación Arrhenius y la ecuación Eyring

Para describir cómo la velocidad de las reacciones aumenta con la temperatura se pueden usar dos ecuaciones. En primer lugar, la ecuación de Arrhenius describe la dependencia de las velocidades de reacción respecto a la temperatura. Por otra parte está la ecuación de Eyring, propuesta por dicho investigador en 1935; su ecuación se basa en la teoría del estado de transición y se utiliza para describir la relación entre la velocidad de reacción y la temperatura. La ecuación es:

k= (k_BT/h) exp(-ΔG^‡/RT).

No obstante, mientras que la ecuación de Arrhenius explica fenomenológicamente la dependencia entre la temperatura y la velocidad de reacción, la ecuación de Eyring informa acerca de los pasos elementales individuales de una reacción.

Por otra parte, la ecuación de Arrhenius sólo puede aplicarse a la energía cinética en fase gaseosa, mientras que la ecuación de Eyring es útil en el estudio de las reacciones tanto en fase gaseosa como en fase condensada y mixta (fases que no tienen relevancia en el modelo de colisión). Así mismo, la ecuación de Arrhenius se basa en la observación empírica de que la velocidad de las reacciones aumenta con la temperatura. En cambio la ecuación de Eyring es una construcción teórica basada en el modelo de estado de transición.

Principios de la teoría del estado de transición:

• Existe un equilibrio termodinámico entre el estado de transición y el estado de los reactantes en la parte superior de la barrera energética.
• La velocidad de reacción química es proporcional a la concentración de las partículas en el estado de transición de alta energía.

Relación entre la energía de activación y la energía de Gibbs

Si bien en la ecuación de Eyring también se describe la velocidad de reacción, con esta ecuación en lugar de usar la energía de activación, se incluye la energía de Gibbs (ΔG^‡) del estado de transición.

Dado que la energía cinética de las moléculas que colisionan (es decir, las que poseen suficiente energía y tienen una orientación adecuada) se transforma en energía potencial, el estado energético del complejo activado se caracteriza por una energía de Gibbs molar positiva. La energía de Gibbs, que en un comienzo se denominó «energía disponible», fue descubierta en 1870 por Josiah Willard Gibbs. Esta energía también es llamada energía libre estándar de activación.

La energía libre de Gibbs de un sistema en cualquier momento se define como la entalpía del sistema menos el producto de la temperatura por la entropía del sistema:

G= H-TS.

H es la entalpía, T es la temperatura y S es la entropía. Esta ecuación que define la energía libre de un sistema es capaz de determinar la importancia relativa de la entalpía y de la entropía como fuerzas impulsoras de una reacción concreta. Ahora bien, el equilibrio entre las contribuciones de los términos de entalpía y entropía a la energía libre de una reacción depende de la temperatura a la que se desarrolla la reacción. La ecuación utilizada para definir la energía libre sugiere que el término de entropía será más importante a medida que aumente la temperatura:ΔG° = ΔH° – TΔS°.

Fuentes

• Brainard, J. (2014). Activation energy. En https://www.ck12.org/
• Ley de Arrhenius. (2020). Energías de activación.
• Mitchell, N. (2018). Eyring Activation Energy Analysis of Acetic Anhydride Hydrolysis in Acetonitrile Cosolvent Systems.