Revista de Ciência Elementar

Energia de Ativação

Autor: Luis Spencer Lima

Editor: Jorge Gonçalves

Designa-se por energia de ativação (símbolo Ea) a energia mínima necessária para que as espécies reagentes iniciem uma reacção química. Alternativamente, e de acordo com a teoria do estado de transição, a energia de ativação corresponde à diferença de energia entre os reagentes e o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária na conversão de reagentes e produtos e que corresponde ao ponto de energia potencial máxima ao longo da coordenada reacional.

O conceito de energia de ativação foi introduzido em 1889 pelo físico e químico sueco Svante Arrhenius no âmbito dos seus estudos em cinética química. É um parâmetro com uma forte influência na velocidade das reações, pois quanto maior for a energia de ativação, mais lenta é a reacção (para uma dada temperatura). A equação que traduz a variação da velocidade específica (k) com a temperatura absoluta (T) e a energia de ativação é a denominada equação de Arrhenius.

Nesta equação, R representa a constante dos gases e A designa-se por factor pré-exponencial ou factor de frequência, estando relacionado com a frequência de colisões entre moléculas de reagentes e com a sua orientação. Tem as mesmas unidades que k. Apesar do seu nome, esta equação foi proposta pela primeira vez em 1884 pelo químico holandês Jacobus van’t Hoff. No entanto, foi Arrhenius quem apresentou uma explicação física e a interpretou. Arrhenius alegou que, para os reagentes se transformarem em produtos, era necessário que os primeiros adquirissem uma quantidade de energia mínima, a energia de ativação (Ea). Para uma dada temperatura, a fração de moléculas que têm uma energia cinética superior a Ea pode ser calculada através da distribuição de Maxwell-Boltzmann ou através da mecânica estatística. Esta fracção é proporcional a exp[–Ea ⁄ (RT)].

Esta equação é muito importante no campo da cinética, pois permite a determinação da energia de activação de uma reação após a determinação da velocidade específica a várias temperaturas. A logaritmização da equação (1) resulta na seguinte equação

Assim, verificando-se a equação de Arrhenius, a representação gráfica de ln(k) em função de 1/T é numa linha reta com declive igual a –EaR e ordenada na origem igual a ln(A).

Uma das formas mais importantes de acelerar uma reação química é através da adição de um catalisador. Ao contrário do que é muitas vezes afirmado, o catalisador não diminui a energia de ativação da reação não catalisada. O que acontece é que o catalisador fornece um caminho alternativo para os reagentes se converterem em produtos, através de uma sequência de passos que envolvem uma energia de ativação consideravelmente menor, o que faz com que a reação ocorra mais rapidamente (ver Figura 1).

Figura 1 Comparação dos valores de energia de activação de uma reacção química hipotética X + Y → Z com e sem catalisador.

A nível biológico, as reacções associadas ao metabolismo são aceleradas por acção de catalisadores especiais denominados enzimas, cujos mecanismos de reacção envolvem uma energia de activação muito inferior à da reacção não catalisada.