Si baja la energía de activación, la velocidad de reacción será mayor. ¿Cómo?

La energía de activación es un “costo” mínimo requerido que debe pagarse para que la reacción tenga lugar.

Si reduce este requisito, más colisiones moleculares aleatorias tendrán energía suficiente para experimentar la reacción. Si más moléculas experimentan la reacción, la velocidad será mayor.

Versión larga: en general, la energía en este caso es proporcionada por el movimiento aleatorio de las moléculas, que aumenta con la temperatura más alta.

A cualquier temperatura dada, hay una distribución de energías de moléculas individuales. Entonces, incluso a baja temperatura, algunas moléculas están colisionando con una energía muy alta. A medida que aumenta la temperatura, más colisiones caerán en este régimen de alta energía.

Disminuir la energía de activación significa que más moléculas sufrirán reacción a una temperatura dada, aumentando así la velocidad de reacción.

Muchas reacciones químicas no tendrán lugar entre las moléculas reactivas en su estado fundamental. Deben activarse dándoles suficiente energía para llevarlos a un estado excitado donde la reacción puede tener lugar.

Esta energía generalmente es suministrada por las moléculas reactivas que chocan, tal vez entre sí, tal vez con moléculas espectadoras. La colisión debe ser lo suficientemente energética como para suministrar la energía de activación.

No todas las moléculas en una sustancia se mueven con la misma velocidad. Hay una distribución de velocidades, generalmente descrita por la distribución de Boltzmann, donde hay una “cola” de un pequeño número de moléculas con una velocidad inusualmente alta. Casi siempre representan casi todas las colisiones activadoras.

Cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la “cola” que debe tener una molécula para tener la velocidad necesaria para provocar una colisión activadora. Disminuir la energía de activación significa que más de la “cola” tiene suficiente energía para activarse y provocar la reacción. Esto significa una mayor velocidad de activación y una velocidad de reacción más rápida.

La energía de activación aparece en la ecuación de Arrhenius, k = Aexp (-Ea / RT). La clave es tener en cuenta el signo negativo en el exponencial, todo lo demás igual si disminuye Ea, entonces el término exponencial aumentará. Una prueba simple para probar esto es tomar una calculadora y conectar solo la exponencial con -Ea en ella y probar diferentes números. Por lo tanto, reducir Ea aumentará k (constante de velocidad) y la reacción de será más rápida. Ecuación de tasa genérica = -dCa / dt = kCa

Todas las moléculas poseen una cierta cantidad mínima de energía. La energía puede estar en forma de energía cinética o energía potencial. Cuando las moléculas colisionan, la energía cinética de las moléculas se puede usar para estirar, doblar y finalmente romper enlaces, lo que lleva a reacciones químicas. Si las moléculas se mueven demasiado lentamente con poca energía cinética, o chocan con una orientación inadecuada, no reaccionan y simplemente rebotan entre sí. Sin embargo, si las moléculas se mueven lo suficientemente rápido con una orientación de colisión adecuada, de modo que la energía cinética tras la colisión sea mayor que la barrera de energía mínima, entonces se produce una reacción. El requerimiento mínimo de energía que debe cumplirse para que ocurra una reacción química se llama energía de activación, Ea.

Figura 1 : En la mitología griega, Sísifo fue castigado al ser forzado a rodar una inmensa roca por una colina, solo para verlo retroceder y repetir esta acción para siempre. Si se tratara de una reacción química, nunca se observaría, ya que los reactivos deben superar la barrera energética para llegar al otro lado (productos).

La vía de reacción es similar a la figura anterior. Para llegar al otro extremo del camino, un objeto debe rodar con la velocidad suficiente para rodar completamente sobre la colina de cierta altura. Cuanto más rápido se mueve el objeto, más energía cinética tiene. Si el objeto se mueve muy lentamente, no tiene suficiente energía cinética necesaria para superar la barrera; Como resultado, eventualmente retrocede. Del mismo modo, se necesita una cantidad mínima de energía para que las moléculas rompan los enlaces existentes durante una reacción química. Si la energía cinética de las moléculas en la colisión es mayor que esta energía mínima, entonces se produce la ruptura y formación de enlaces, formando un nuevo producto (siempre que las moléculas colisionen con la orientación adecuada).

Porque necesitas menos energía …