Energia di attivazione

L’energia di attivazione è l’energia minima necessaria perché uno stadio di reazione raggiunga lo stato di transizione. In chimica si indica con $E_a$. Se $E_a$ è alta, a parità di temperatura meno urti hanno energia sufficiente per reagire, quindi la reazione è di solito più lenta.

L’idea chiave è semplice: l’energia di attivazione riguarda l’avvio di una reazione, non il fatto che la reazione complessiva rilasci o assorba energia. Una reazione può essere fortemente esotermica e comunque lenta se la barriera è grande.

Definizione di energia di attivazione

Di solito i reagenti non si trasformano nei prodotti in un unico passaggio continuo. Prima attraversano una configurazione a energia più alta chiamata stato di transizione.

L’energia di attivazione è la differenza di energia tra i reagenti e il massimo della barriera per lo stadio di reazione considerato. Per questo controlla la velocità: un urto deve avere energia sufficiente, e il giusto orientamento, per raggiungere quello stato.

In un meccanismo a più stadi, ogni stadio ha la propria energia di attivazione. Quando i chimici parlano di “energia di attivazione” di una reazione, di solito intendono lo stadio che controlla maggiormente la velocità in quelle condizioni.

Perché la temperatura aumenta la velocità di reazione

A temperatura più alta, le energie delle particelle sono distribuite su un intervallo più ampio e una frazione maggiore di molecole può raggiungere o superare $E_a$. Per questo molte reazioni accelerano quando vengono riscaldate.

Il modello standard per questo effetto della temperatura è l’equazione di Arrhenius:

$$k = A e^{-E_a/(RT)}$$

Qui $k$ è la costante di velocità, $A$ è il fattore pre-esponenziale, $R$ è la costante dei gas e $T$ è la temperatura assoluta in kelvin.

Questo non significa che la temperatura sia l’unico fattore importante. Anche il fattore $A$ e il meccanismo contano. Ma l’equazione riassume l’idea principale: una barriera più alta di solito implica una costante di velocità più piccola alla stessa temperatura.

Esempio svolto con l’equazione di Arrhenius

Supponiamo che una reazione abbia $E_a = 50.0\ \mathrm{kJ/mol}$ e che la temperatura aumenti da $300\ \mathrm{K}$ a $310\ \mathrm{K}$. Se consideriamo $A$ invariato in questo piccolo intervallo, possiamo confrontare le costanti di velocità con

$$\ln\left(\frac{k_2}{k_1}\right) = -\frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$$

Sostituiamo i valori, usando $E_a = 5.00 \times 10^4\ \mathrm{J/mol}$ e $R = 8.314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$:

$$\ln\left(\frac{k_2}{k_1}\right) = -\frac{5.00 \times 10^4}{8.314}\left(\frac{1}{310} - \frac{1}{300}\right) \approx 0.646$$

Quindi

$$\frac{k_2}{k_1} \approx e^{0.646} \approx 1.9$$

Quindi la reazione è circa $1.9$ volte più veloce a $310\ \mathrm{K}$ rispetto a $300\ \mathrm{K}$.

Questo è il punto pratico da ricordare: anche un aumento di $10\ \mathrm{K}$ può fare la differenza quando l’energia di attivazione è significativa.

Che cosa cambia un catalizzatore

Un catalizzatore aumenta la velocità di reazione fornendo un percorso alternativo con energia di attivazione più bassa. Questo non significa che ogni urto diventi improvvisamente efficace. Significa che la barriera per un percorso possibile è più bassa, quindi una frazione maggiore di incontri può avere successo alla stessa temperatura.

Nella chimica introduttiva, la distinzione importante è:

• Una minore energia di attivazione può cambiare la velocità.
• Questo non significa, di per sé, che cambi la variazione complessiva di entalpia $\Delta H$ della reazione.

Questa confusione è comune perché entrambe le idee compaiono nello stesso diagramma energia-reazione.

Errori comuni sull’energia di attivazione

Confondere energia di attivazione e variazione di entalpia

L’energia di attivazione è l’altezza della barriera. La variazione di entalpia confronta l’energia dei prodotti con quella dei reagenti. Descrivono cose diverse.

Pensare che una reazione veloce debba avere $\Delta H$ negativo

Non necessariamente. Una reazione può essere esotermica e comunque lenta se la sua energia di attivazione è grande. Può anche essere endotermica e procedere se le condizioni e il meccanismo permettono a un numero sufficiente di particelle di superare la barriera.

Dimenticare la condizione sulla temperatura nei calcoli di Arrhenius

Le equazioni di Arrhenius usano la temperatura assoluta, quindi bisogna lavorare in kelvin, non in gradi Celsius.

Supporre che un catalizzatore cambi l’equilibrio abbassando $E_a$

Un catalizzatore di solito aiuta il sistema a raggiungere l’equilibrio più rapidamente perché abbassa le barriere dei percorsi diretto e inverso. Non cambia da solo la posizione di equilibrio.

Quando si usa l’energia di attivazione in chimica

L’energia di attivazione è importante ogni volta che la domanda riguarda la velocità di reazione o il meccanismo. Compare nella cinetica chimica, nella catalisi, nell’azione degli enzimi, nel degrado dei materiali, nella combustione e nella progettazione dei processi industriali.

È particolarmente utile quando vuoi spiegare perché una reazione è lenta a temperatura ambiente, perché il riscaldamento aiuta o perché un catalizzatore fa una differenza pratica.

Prova un problema simile

Prova una tua versione con la stessa formula ma con una barriera diversa, per esempio $E_a = 75\ \mathrm{kJ/mol}$, mantenendo la stessa variazione di temperatura da $300\ \mathrm{K}$ a $310\ \mathrm{K}$. Poi confronta il nuovo rapporto tra le velocità con l’esempio sopra e osserva quanto il risultato dipenda dall’altezza della barriera.

Se vuoi fare il collegamento successivo, confronta questa idea con entalpia ed entropia. Questo confronto aiuta a distinguere tra “quanto velocemente procede una reazione” e “se un processo è termodinamicamente favorito”.