Qual e a importância da energia de ativação dos mecanismo de reação?

Definições básicas

Cinética química é o ramo da química que estuda a rapidez das reações químicas, bem como os fatores que a influenciam.

A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo.

Consideremos uma reação química, já balanceada

aX + bY → cZ + dW

onde os reagentes X e Y vão sendo consumidos e os produtos Z e W formados.

Chamamos de velocidade média de consumo de X a razão:

Ou seja, a variação da concentração do reagente X com o tempo. O mesmo vale para o reagente Y.

Para os produtos Z e W, definimos:

O mesmo valendo para o produto W.

Considerando os coeficientes da reação balanceada definimos a velocidade média da reação como:

Energia de ativação

A energia de ativação é a energia mínima necessária para que a reação possa ocorrer. Ela recebe este nome porque reagentes e produtos passam por uma configuração intermediária que recebe o nome de complexo ativado. Trata-se, portanto, da energia mínima necessária para a formação deste complexo ativado.

A energia de ativação é explicada pela teoria da colisão: a reação química é constituída por colisões entre as moléculas dos reagentes. Nem toda colisão, porém, é eficaz, pois é necessário que haja energia suficiente e geometria molecular adequada. A energia de ativação é aquela requerida para que as colisões sejam eficazes, ou seja, resultem no complexo ativado.

Fatores que influenciam a velocidade da reação

• Concentração:

Quanto maior a concentração dos reagentes, maior a velocidade da reação.

• Energia de ativação:

Quanto maior a energia de ativação, mais lenta será a reação.

• Temperatura: 

Quanto mais elevada a temperatura, mais rápida será a reação.

• Pressão:

No caso de reações que envolvam reagentes gasosos, quanto maior a pressão, mais rápida a reação.

• Superfície de contato:

Para o caso de reagentes em diferentes fases, quanto maior a superfície de contato do reagente sólido, mais rápida será a reação.

• Catálise:

É uma reação na qual existe a presença de uma substância capaz de acelerar a reação - um catalisador -, mas que não toma parte na reação propriamente dita, permanecendo inalterada sua massa e suas propriedades após a reação. Seu efeito baseia-se na redução da energia de ativação. (Da mesma forma, pode ocorrer a presença de um inibidor - substância que inibe a ação do catalisador. Neste caso, obviamente, o efeito do catalisador é anulado, e a velocidade da reação permanece inalterada.)

Lei cinética de uma reação

É a equação que permite calcular a velocidade de uma reação a partir das concentrações de reagentes. De forma genérica:

v = k · [X]m · [Y]n

onde:

k : constante da velocidade da reação, dependente da temperatura.

[X] e [Y]: concentração dos reagentes X e Y em mol/L

m e n: são expoentes determinados experimentalmente, e que recebem o nome de "ordem da reação". Assim:

m: ordem da reação em relação a X

n: ordem da reação em relação a Y

m + n: ordem total da reação

Mecanismos das reações

É o conjunto de etapas em que ocorre uma reação, sendo a velocidade da reação determinada pela etapa mais lenta.

Dá-se o nome de reação elementar àquela que ocorre em apenas uma etapa. Reação não-elementar é aquela que ocorre em duas ou mais etapas.

No caso de uma reação elementar, a lei cinética pode ser adaptada para:

v = k · [X]x · [Y]y

onde x e y é o número de moléculas respectivamente de X e Y que sofrem a colisão que provocará a reação.

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Para que uma reação ocorra, é necessário que os reagentes recebam certa quantidade de energia, que é denominada de energia de ativação. Assim, temos:

Por exemplo, na atmosfera existem os gases oxigênio (O2) e nitrogênio (N2). Há um grande número de choques entre suas moléculas, porém, a reação só ocorre quando recebe alguma forma de energia externa, que, no caso, costuma ser fornecida pelas descargas elétricas dos relâmpagos.

Assim, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para que a reação ocorra e, consequentemente, ela se dará de forma mais lenta. O contrário também é verdadeiro, reações com uma menor energia de ativação ocorrem com maior velocidade. Isso significa que a energia de ativação é na verdade uma barreira energética a ser ultrapassada para que ocorra a reação química.

Quando a energia de ativação é atingida, forma-se primeiro o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos.

Abaixo temos uma reação genérica que demonstra a formação do complexo ativado:

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Portanto, a energia de ativação é a menor energia necessária que se deve fornecer aos reagentes para a formação do complexo ativado, resultando na ocorrência da reação.

Isso pode ser representado graficamente, conforme mostrado a seguir:

Observe abaixo como escrever os digramas tanto para reações endotérmicas como exotérmicas:

Um exemplo que pode ser citado é a reação que ocorre entre o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de nitrogênio (NO2) para a formação do gás carbônico (dióxido de carbono - CO2) e o óxido de nitrogênio (NO):

CO(g)  + NO2(g)  → CO2(g)  + NO(g)

Com o estado intermediário (complexo ativado), temos:

CO+ NO2 → COONO → CO2 + NO  

A representação gráfica dessa reação, com o seu complexo ativado e sua energia de ativação, é descrita abaixo:

Qual a importância da energia de ativação dos mecanismos de reação?

Qual a relação entre a energia de ativação é a velocidade da reação?

Qual a importância da enzima em relação à energia de ativação?

O que influencia a energia de ativação?