Energia de Ativação

Se você jogar várias vezes uma bolinha de pingue-pongue contra a parede, com velocidade cada vez maior, o que irá ocorrer?

Haverá um momento em que a energia envolvida na colisão será suficiente para quebrar a bolinha.

Tomemos esse fato como um modelo para tentar entender o que ocorre com as moléculas dos reagentes.

Vamos considerar apenas as colisões que ocorram com geometria favorável à reação. Algumas dessas colisões provocam rupturas de ligações químicas, com reorganização dos átomos e formação de novas moléculas. Mas há colisões nas quais as moléculas reagentes apenas se chocam, sem que nada ocorra. Isso deixa claro que há uma energia mínima para que as colisões realmente provoquem a formação de novas substâncias.

Observe, então, que a energia mínima necessária para que as moléculas possam colidir de maneira favorável representa uma barreira para a ocorrência da reação.

Essa barreira energética, chamada energia de ativação (Ea), pode ser visualizada no diagrama abaixo:



Energia de ativação (Ea), é a energia mínima que as moléculas devem ter para que a colisão seja favorável e, assim, ocorra a reação. O ponto mais alto do gráfico, é chamado de complexo ativado.