Energia de ativação

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: ${\text{E}}_{\text{a}}$‍.

Por que uma reação de liberação de energia com ∆G negativo precisa de energia para prosseguir? Para entender isso, precisamos nos voltar para o que realmente acontece com moléculas reagentes durante uma reação química. Para que a reação ocorra, algumas ou todas as ligações químicas nos reagentes devem ser quebradas para que novas ligações, as dos produtos, possam ser formadas. Para que as ligações cheguem em um ponto em que possam ser quebradas, a molécula deve ser contorcida (deformada, ou dobrada) em um estado instável chamado de estado de transição. O estado de transição é um estado de alta energia, e uma certa quantidade de energia – a energia de ativação – deve ser acrescentada para que a molécula o atinja. Como o estado de transição é instável, as moléculas dos reagentes não ficam lá por muito tempo, mas rapidamente avançam 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 ${\text{E}}_{\text{A}}$‍ 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 $\to$‍ 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.)

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.

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.