A faísca xerada por un dispositivo de aceiro golpeado contra un Ferrocerium prové a **enerxía de activación** para iniciar a combustión dun chisqueiro de Bunsen. A labarada azul sosterase autonomamente despois de que se extingan as faíscas.
A **enerxía de activación** é a enerxía inicial necesaria para que unha reacción aconteza. Para que ocorra unha reacción química entre dúas substancias orgánicas que están na mesma solución é preciso fornecer unha certa cantidade de enerxía, xeralmente en forma de calor, que favoreza o encontro e a colisión entre elas. A enerxía tamén é necesaria para romper as ligazóns químicas existentes entre os átomos de cada substancia, o que favorece así que se formen outras ligazóns químicas e a síntese dunha nova substancia a partir de dúas iniciais.

Visión xeral
------------

Coñecido como *modelo de colisión*, existen tres cousas necesarias nesta orde para que unha reacción aconteza:

**1.** *as moléculas deben colidir para reaccionaren.*
De todos os xeitos, aínda que dúas moléculas colidan non sempre se vai producir unha reacción entre elas; xa que logo, unha colisión non é sempre un elemento suficiente. A segunda esixencia é que:

**2.** *exista enerxía suficiente (enerxía de activación) para que as dúas moléculas reaccionen.*
Aquí vai implícita a idea dunha transición de estado; se dúas moléculas coliden, deben afastarse unha da outra se non posúen enerxía suficiente para superar a enerxía de activación e realizar a transición de estado (no punto de maior enerxía). Finalmente, a terceira condición é: 

**3.** *a molécula debe estar correctamente orientada.*
Para que a reacción ocorra entre dúas moléculas que coliden, deben colidir nunha orientación correcta e achegar unha cantidade de enerxía mínima. Cando as moléculas se aproximan, as súas electrosferas rexéitanse mutuamente. Para superar esta repulsión é necesario enerxía (enerxía de activación), que tipicamente a prové a calor do sistema; isto é, a enerxía de translación, vibración e rotación de cada molécula, aínda que algunhas veces sexa a luz (fotoquímico) ou o campo eléctrico (electroquímico). Se existe suficiente enerxía dispoñíbel, a repulsión supérase e as moléculas aproxímanse o suficiente como para que a atracción entre elas provoque un rearranxo das ligazóns covalentes.

A temperaturas baixas, a maioría das moléculas non terá enerxía suficiente para reaccionar. Con todo case sempre haberá un número de moléculas con suficiente enerxía independentemente da temperatura porque a temperatura é unha medida da enerxía *media* do sistema; de xeito que as moléculas individuais poden ter máis ou menos enerxía cá media. Ao aumentar a temperatura, a proporción de moléculas con máis enerxía cá enerxía de activación medra proporcionalmente, e conseguintemente a velocidade da reacción crece. A enerxía de activación é a enerxía en quilojoules necesaria para que 1 mol de reactante reaccione.

Fundamentación matemática
-------------------------

A ecuación de Arrhenius proporciona a relación entre a enerxía de activación e a velocidade en que se producirá a reacción. Na ecuación de Arrhenius, a enerxía de activación exprésase como

{\displaystyle E\_{a}=-RT\ln \left({\frac {k}{A}}\right)}
Onde *A* é o factor de frecuencia para a reacción, *R* é a constante universal dos gases, e *T* é a temperatura (en graos Kelvin). Canto maior a temperatura, máis facilmente a reacción superará a enerxía de activación. *A* é un factor espacial, que expresa a probabilidade de que as moléculas posúan unha orientación favorábel a establecer a colisión. Para que a reacción aconteza e sobrepase a enerxía de activación, a temperatura, orientación e a enerxía das moléculas deben ser substanciais; esta ecuación controla a suma de todas estas cousas. Unha regra xeral aproximada é que ao aumentar a temperatura en 10 graos dobrarase a velocidade da reacción, en ausencia de calquera outro efecto dependente da temperatura, debido a un aumento do número de moléculas que terá a enerxía de activación.

Transición de estado
--------------------

**Fig-1** demostra a relación entre enerxía de activación ({\displaystyle E\_{a}}) e a entalpía de formación (Δ*H*) con e sen un catalisador. A posición mais elevada (posición pico) representa a transición de estado. Coa catálise, a enerxía requirida para entrar na transición de estado diminúe.
O estado de transición ao longo dunha rección normal é o punto de máxima enerxía libre. O estado de transición existe soamente por un período extremadamente breve de tempo (10−15 s). A enerxía necesaria para alcanzar o estado de transición é igual á enerxía de activación da reacción. Reaccións de multiestado envolven innúmeros puntos de transición, onde a enerxía de activación é igual á maior enerxía requirida. Despois deste período as moléculas, ou se separan novamente refacendo as súas ligazóns orixinais, ou as ligazóns creban e fórmanse novos produtos. Isto é posíbel porque ambas as posibilidades teñen como consecuencia a liberación de enerxía (como se mostra no diagrama de entalpía, ***Fig-1***, ambas as posicións son mais baixas que o estado transición). Unha substancia que modifica o estado de transición diminuíndo a enerxía de transición denomínase catalizador. Os enzimas son catalizadores biolóxicos. É importante notar que un catalizador diminúe a enerxía de activación; isto non muda a enerxía do produto remanente senón só a enerxía de activación.

|  |  |
| --- | --- |
| Control de autoridades | 
* Wd: Q190474
* EBID: ID
* JSTOR: activation-energy
* MAG: 95121573

 |