ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y ENERGÍA DE REACCIÓN

- DIFERENTES TIPOS DE REACCIONES 

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN 

la energía de activación , ya se indico suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química que ocurra entre dos moléculas estas devén colisionar en la orientación correcta y poser una cantidad de energía mínima 

La energía de activación de una reacción química es como esa "barrera" que tienes que superar para levantarte de la cama. Incluso las reacciones que liberan energía (exergónicas) requieren cierto aporte de energía para comenzar antes de que puedan proceder con sus pasos de liberación de energía. Este aporte de energía inicial, que posteriormente se compensa conforme progresa la reacción, se llama energía de activación y se abrevia $\text E_{\text A}$.

En general, el estado de transición de una reacción siempre tiene un nivel de energía mayor que los reactivos o productos, de forma que $\text E_{\text A}$ siempre tiene un valor positivo, independientemente de si la reacción es endergónica o exergónica en su totalidad. La energía de activación que se muestra en el diagrama siguiente es para la reacción directa (reactivos $\rightarrow$ productos), la cual es exergónica. Si la reacción ocurriera de manera inversa (endergónica), el estado de transición permanecería igual pero la energía de activación sería más alta.

ENERGÍA DE REACCIÓN

La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Para superar esto se requiere energía (energía de activación), que proviene de la energía térmica del sistema, es decir la suma de la energía traslacional, vibracional, y rotacional de cada molécula. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de sus enlaces. La ecuación de Arrhenius proporciona una expresión cuantitativa para la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. Arrhenius introdujo el término energía de activación en 1889. El estudio de las velocidades de reacción se denomina cinética química.

Un ejemplo particular es el que se da en la combustión de una sustancia. Por sí solos el combustible y el comburente no producen fuego, es necesario un primer aporte de energía para iniciar la combustión, que luego es autosostenida. El aporte de una pequeña cantidad de calor puede bastar para que se desencadene una combustión, haciendo la energía calórica aportada el papel de energía de activación, y por eso a veces a la energía de activación se la llama entalpía de activación.