Diferencia entre revisiones de «Energía de activación»

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[[Archivo:Incandescence.jpg|thumb|right|180px|Las chispas generadas al golpear acero contra un pedernal proporcionan la '''energía de activación'' para iniciar la combustión en este [[mechero Bunsen]]. La llama azul se sostiene a sí misma después de que las chispas cesen debido a que la combustión continua de la llama es ahora energéticamente favorable.]]
 
En [[química]], la '''energía de activación''' (<math>(E_{\mathrm{a}})\,</math>) es la [[energía]] mínima que necesita un [[sistema]] antes de poder iniciar un determinado proceso. A [[presión]] constante, la energía de activación viene determinada por la siguiente ecuación:<ref name = "Muller1994">{{cita publicación |apellido=Müller |nombre=Paul |título=Glossary or terms used in physical organic chemistry |año=1994 |publicación=IUPAC Recommendations 1994 |volumen=66 |número=5 |página=1112 |url=https://www.degruyter.com/downloadpdf/j/pac.1994.66.issue-5/pac199466051077/pac199466051077.pdf}}</ref>
 
== Historia ==
{{ecuación|
'''''Arrhenius''''' introdujo el término '''''energía de activación''''' en 1889.
<math>E_{\mathrm{a}} = RT^2
\left (
\frac{\partial \ln k}{\partial T}
\right )_P\,</math>
||left}}
 
== Introducción ==
donde:
La '''''energía de activación''''' suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una [[reacción química|'''''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 ('''''energía 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]]'.
* <math>R</math> es la [[constante de los gases ideales]]
* <math>T</math> es la [[temperatura]]
* <math>k</math> es la constante de reacción
 
El estudio de las velocidades de reacción se denomina [[cinética química]].
 
== Simbología ==
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 (energía 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]].
{| class="wikitable"
|+Simbología
!Símbolo
!Nombre
!Unidad
|-
|<math>E_{\mathrm{a}}</math>
|Energía de activación
|J / kg
|-
|<math>p</math>
|Presión constante
|Pa
|-
|<math>R</math>
* <math>R</math> es la |[[constanteConstante de los gases ideales]]
|J / (kg K)
|-
|<math>T</math>
|[[Temperatura]] absoluta
|K
|-
|<math>k</math>
|Constante de reacción
|
|}
 
== Descripción ==
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]]''.
La [[Svante Arrhenius|ecuación de Arrhenius]] proporciona una expresión cuantitativa para la relación entre la '''''energía de activación''''' y la velocidad a la que se produce la reacción.
 
A [[presión]] constante, la '''''energía de activación''''' viene determinada por la siguiente ecuación:<ref name="Muller1994">{{cita publicación |apellido=Müller |nombre=Paul |título=Glossary or terms used in physical organic chemistry |año=1994 |publicación=IUPAC Recommendations 1994 |volumen=66 |número=5 |página=1112 |url=https://www.degruyter.com/downloadpdf/j/pac.1994.66.issue-5/pac199466051077/pac199466051077.pdf}}</ref>
 
<math>E_{\mathrm{a}} = RTR \ T^2
\left ( \frac {\partial \ln k}{\partial T} \right )_p</math>
 
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''']]''.
 
Según su origen, este primer aporte de energía se clasifica como:
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