El papel y la madera son materiales que liberan mucho calor al arder en presencia de oxígeno. Sin embargo, un libro en una estantería no se incendia por sí solo. Solo empieza a arder cuando se enciende un fósforo por fricción y se le acerca la llama. Una vez prendido, el fuego se propaga por sí solo. Esto significa que, para que se produzca una reacción, primero hay que superar un umbral. La altura de ese umbral se llama «energía de activación (Activation Energy)».
En términos sencillos, la energía de activación es la barrera mínima de energía que los reactivos deben superar para convertirse en productos. Si la barrera es alta, la reacción es lenta. Si es baja, la reacción avanza más deprisa incluso a la misma temperatura. Por eso, este concepto es un punto de partida para explicar la velocidad de las reacciones en la cocina, en la conservación de alimentos, en las fábricas y hasta en el metabolismo del organismo.
En este artículo veremos, por orden, qué es la energía de activación y cómo se expresa en la ecuación de Arrhenius, por qué la temperatura acelera las reacciones, cómo los catalizadores y las enzimas reducen la barrera y algunos ejemplos sencillos de la vida cotidiana.
La energía de activación determina la velocidad de reacción
Qué es la energía de activación y cómo se expresa en la ecuación de Arrhenius
Para que las moléculas de los reactivos se conviertan en productos, deben pasar por una etapa intermedia de máxima energía en la que los enlaces existentes se debilitan y comienzan a formarse otros nuevos. La cima de esta cuesta se llama estado de transición, y la energía de activación es la diferencia entre la energía de los reactivos y la del estado de transición. Suele expresarse en kilojulios por mol (kJ/mol).
El químico sueco Svante Arrhenius formuló esta idea en una ecuación. Basándose en el trabajo de Van ’t Hoff de 1884, propuso en 1889 que la constante de velocidad de reacción k viene dada por «k = A × exp(−Ea/RT)». En esta ecuación, Ea es la energía de activación, T es la temperatura absoluta y R es la constante de los gases.
Esta ecuación se entiende fácilmente si imaginamos que hacemos rodar una bola hacia un pueblo al otro lado de una montaña. Aunque el pueblo esté a menor altura, a la bola le costará cruzar si la cuesta intermedia es alta. Como Ea aparece en el exponente de la ecuación, basta con que la cuesta sea un poco más alta para que pasen varias veces menos bolas, o incluso decenas de veces menos.
- El estado de transición (Transition State) es la disposición inestable de los átomos en el punto de máxima energía de la ruta de reacción.
- El factor de frecuencia (Pre-exponential Factor), representado por A en la ecuación, refleja cuántas veces chocan las moléculas con la orientación adecuada.
- La constante de velocidad (Rate Constant) indica cuán rápido transcurre una reacción a una misma concentración. Cuanto mayor es su valor, más rápida es la reacción.
Por qué la temperatura acelera las reacciones
Según la teoría de las colisiones, las moléculas deben chocar entre sí para reaccionar, pero solo algunos choques provocan una reacción. Únicamente superan la barrera las colisiones que reúnen suficiente energía y la orientación adecuada.
(1) Aumenta la proporción de moléculas con mayor energía
Al elevar la temperatura, aumenta la energía cinética media de las moléculas y crece considerablemente la proporción de moléculas con una energía superior a la de activación. Como esta proporción varía de forma exponencial, un pequeño aumento de temperatura basta para cambiar mucho la velocidad de reacción.
(2) La regla aproximada del doble por cada 10 grados
Cerca de la temperatura ambiente, la velocidad de una reacción con una energía de activación de unos 50 kJ/mol se duplica aproximadamente si la temperatura aumenta 10 grados. Esta es solo una estimación. Cuanto más alta es la barrera de la reacción, más sensible es esta a la temperatura.
(3) La orientación también debe ser adecuada
Aunque tengan suficiente energía, las moléculas simplemente rebotan si las partes que deben reaccionar no entran en contacto. El factor de frecuencia A tiene en cuenta esta condición de orientación.
Cómo los catalizadores y las enzimas reducen la barrera
Un catalizador es una sustancia que participa en la reacción, queda intacta al final y abre una nueva ruta de reacción con menor energía de activación. Incluso a la misma temperatura, muchas más moléculas pueden superar la barrera, por lo que la reacción se acelera.
Qué cambia un catalizador y qué queda igual
- En cuanto a la ruta de reacción (Reaction Pathway), el catalizador sustituye el camino que deben recorrer los reactivos por otro que pasa a menor altura.
- En cuanto al calor de reacción (Enthalpy of Reaction), la altura de los puntos de partida y de llegada se mantiene, por lo que la cantidad de calor que se libera o se absorbe en la reacción permanece igual.
- En cuanto al equilibrio químico (Chemical Equilibrium), el catalizador acelera tanto la reacción directa como la inversa. Así, el equilibrio se alcanza antes y su posición permanece igual.
- Una enzima (Enzyme) es un catalizador proteico producido por los seres vivos que permite que las reacciones del organismo se produzcan a tiempo incluso a temperaturas tan bajas como la corporal.
Ejemplos sencillos de la vida cotidiana
La energía de activación interviene a diario también fuera del laboratorio. A veces hacemos que se supere la barrera deliberadamente y otras veces impedimos que se supere.
(1) El encendido de un fósforo y de una cocina de gas
El simple contacto entre el combustible y el oxígeno no basta para que se produzca la combustión. Cuando el calor de la fricción o la chispa de encendido permite superar la barrera inicial, el calor liberado por la reacción ayuda a las siguientes moléculas a superarla y mantiene el fuego encendido.
(2) El refrigerador y la conservación de alimentos
Cuanto más baja es la temperatura, más lentas son las reacciones que estropean los alimentos y las reacciones enzimáticas de los microorganismos. Refrigerar los alimentos permite ganar tiempo al reducir el número de moléculas que superan la barrera.
(3) El sistema de depuración de los gases de escape del automóvil
Los catalizadores metálicos, como el platino, el paladio y el rodio, convierten rápidamente el monóxido de carbono y los óxidos de nitrógeno en sustancias menos nocivas. Sin un catalizador, estas reacciones difícilmente ocurrirían en el breve tiempo que los gases tardan en pasar por el tubo de escape.
(4) Por qué el diamante no se convierte en grafito
En condiciones normales, el grafito es más estable, pero el diamante permanece intacto. La energía de activación de la ruta de transformación es tan alta que, en la práctica, el cambio apenas avanza. Que una reacción pueda ocurrir y la rapidez con que ocurre son cuestiones distintas.
La energía de activación es la barrera mínima de energía que los reactivos deben superar para convertirse en productos. La altura de esa barrera y la temperatura determinan la velocidad de reacción. La ecuación de Arrhenius y la teoría de las colisiones ofrecen una explicación común de cómo encendemos un fuego, cómo conservamos los alimentos y cómo los catalizadores permiten controlar las reacciones en las fábricas y en el organismo.
Cuando un cambio ocurre despacio o deprisa, considerar la altura de la barrera que debe superarse antes de centrarse en el resultado de la reacción es el primer paso para aplicar el concepto de energía de activación a la vida cotidiana.
