Diferencia entre revisiones de «Energía de activación»

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La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una [[reacción química]] dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, estas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Para superar esto se requiere energía (energíaenía de activación), que proviene de la [[energía térmica]] del sistema, es decir la suma de la energía traslacional, vibracional, y rotacional de cada [[molécula]]. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de sus enlaces. La [[ecuación de Arrhenius|ecuación]] de [[Svante Arrhenius|Arrhenius]] proporciona una expresión cuantitativa para la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. Arrhenius introdujo el término ''energía de activación'' en 1889. El estudio de las velocidades de reacción se denomina [[cinética química]].
 
Un ejemplo particular es el que se da en la combustión de una sustancia. Por sí solos el combustible y el comburente no producen fuego, es necesario un primer aporte de energía para iniciar la combustión, que luego es autosostenida. El aporte de una pequeña cantidad de calor puede bastar para que se desencadene una combustión, haciendo la energía calórica aportada el papel de energía de activación, y por eso a veces a la energía de activación se la llama ''[[Ecuación de Eyring|entalpía de activación]]''.
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