Se você está vendo esta mensagem, significa que estamos tendo problemas para carregar recursos externos em nosso website.

If you're behind a web filter, please make sure that the domains *.kastatic.org and *.kasandbox.org are unblocked.

Conteúdo principal

Energia de ativação

Energia de ativação, estado de transição e taxa de reação.

Introdução

Imagine acordar em um dia em que você tem muitas coisas divertidas planejadas. Às vezes acontece que, apesar do emocionante dia que está para começar, você precise reunir energia extra para sair da cama? Uma vez que tenha levantado, você pode seguir pelo resto do dia, mas há uma pequena lombada que você precisar superar para chegar nesse ponto.
A energia de ativação de uma reação química é parecida com esse "impulso" que você tem que dar para conseguir levantar da cama. Mesmo reações de liberação de energia (exergônicas) exigem uma certa quantidade de entrada de energia para acontecer, antes de poder prosseguir com suas etapas de liberação de energia. Essa entrada de energia inicial, que mais tarde é devolvida conforme a reação continua a acontecer, é chamada de energia de ativação e é abreviada da seguinte maneira: Ea.

Energia de ativação

Por que uma reação de liberação de energia com ∆G negativo precisa de energia para prosseguir? Para entender isso, precisamos observar o que realmente acontece com as moléculas dos reagentes durante uma reação química. Para que a reação ocorra, algumas ou todas as ligações químicas dos reagentes devem ser quebradas para que novas ligações, as dos produtos, possam se formar. Para colocar as ligações em um estado que permita sua quebra, a molécula deve ser contorcida (deformada ou dobrada) em um estado instável chamado estado de transição. O estado de transição é um estado de alta energia e uma quantidade de energia – a energia de ativação – deve ser adicionada para que a molécula o alcance. Como o estado de transição é instável, as moléculas dos reagentes não permanecem lá por muito tempo, passando rapidamente para a próxima etapa da reação química.
Em geral, o estado de transição de uma reação é sempre a um nível de energia mais alto do que os reagentes ou produtos, fazendo com que EA sempre tenha um valor positivo – independente de a reação geral ser endergônica ou exergônica. A energia de ativação mostrada no diagrama abaixo é para a seguinte reação (reagentes produtos), que é exergônica. Se a reação ocorresse na direção inversa (endergônica), o estado de transição permaneceria o mesmo, mas a energia de ativação seria maior. Isso ocorre porque as moléculas do produto tem menos energia e, portanto, necessitam de mais energia para atingir o estado de transição no topo da "montanha" da reação. (Uma seta de energia de ativação para a reação reversa se estenderia dos produtos até o estado de transição.)
Imagem adaptada de OpenStax Biology.
A fonte de energia de ativação é, geralmente, o calor, com as moléculas dos reagentes absorvendo a energia térmica de seu meio. Esta energia térmica acelera o movimento das moléculas dos reagentes, aumentando a frequência e a força das colisões e também empurra os átomos e as ligações dentro das moléculas individuais, aumentando a probabilidade de quebra das ligações. Depois que uma molécula de reagente absorve energia suficiente para alcançar o estado de transição, ela pode realizar o restante da reação.

Energia de ativação e taxa de reação

A energia de ativação de uma reação química está intimamente ligada a sua taxa. Especificamente, quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação química. Isso acontece porque as moléculas só podem completar a reação depois de atingirem o topo da barreira da energia de ativação. Quanto maior for a barreira, menor será o número de moléculas que terão energia suficiente para ultrapassá-la em qualquer momento dado.
Muitas reações possuem uma energia de ativação tão alta que elas basicamente não ocorrem sem uma entrada de energia. Por exemplo, a combustão de um combustível como o propano libera energia, mas a taxa da reação é efetivamente zero à temperatura ambiente. (Para deixar claro, isso é uma coisa boa – não seria muito legal se botijões de gás propano sofressem combustão espontânea na prateleira!) Uma vez que uma faísca forneça energia suficiente para que algumas moléculas ultrapassem a barreira da energia de ativação, essas moléculas completam a reação, liberando energia. A energia liberada ajuda outras moléculas do combustível a também superar a barreira de energia, levando a uma reação em cadeia.
A maioria das reações químicas que ocorrem nas células são parecidas com o exemplo da combustão do hidrocarboneto: a energia de ativação é muito alta para que as reações aconteçam significativamente na temperatura ambiente. A princípio, isso parece ser um problema; afinal, você não pode acender uma faísca dentro de uma célula sem danificá-la. Felizmente, é possível diminuir a energia de ativação de uma reação e, assim, aumentar a taxa de reação. O processo de acelerar uma reação por meio da redução da energia de ativação é conhecido como catálise, e o fator que é acrescentado para reduzir a energia de ativação é chamado de catalisador. Catalisadores biológicos são conhecidos como enzimas e nós vamos analisá-las com mais detalhes na próxima seção.

Quer participar da conversa?

Nenhuma postagem por enquanto.
Você entende inglês? Clique aqui para ver mais debates na versão em inglês do site da Khan Academy.