Energía de activación, estado de transición y velocidad de reacción.

Introducción

Imagina que despiertas un día que tienes planeado hacer muchas cosas divertidas. ¿Te ha pasado que, a pesar de lo excitante que será el día, necesitas reunir un poco de energía extra para levantarte de la cama? Una vez que te levantas puedes realizar tus actividades durante el resto del día, pero hay una pequeña barrera que debes superar para llegar a ese punto.
La energía de activación de una reacción química es como esa "barrera" que tienes que superar para levantarte de la cama. Incluso las reacciones que liberan energía (exergónicas) requieren cierto aporte de energía para comenzar antes de que puedan proceder con sus pasos de liberación de energía. Este aporte de energía inicial, que posteriormente se compensa conforme progresa la reacción, se llama energía de activación y se abrevia EA\text E_{\text A}.

Energía de activación

¿Por qué una reacción de liberación de energía con un ∆G negativo necesitaría energía para proceder? Para entender esto, necesitamos ver lo que realmente le sucede a las moléculas de reactivo durante una reacción química. Para que la reacción se lleve a cabo deben romperse algunos o todos los enlaces químicos de los reactivos para que puedan formarse los enlaces nuevos de los productos. Para que los enlaces lleguen a un estado que les permita romperse, la molécula debe retorcerse (doblarse o deformarse) en un estado inestable denominado estado de transición. El estado de transición es un estado de alta energía y debe añadirse una cantidad de energía –la energía de activación– para que la molécula lo alcance. Debido a que el estado de transición es inestable, las moléculas de reactivo no se quedan ahí mucho tiempo sino que proceden al siguiente paso de la reacción química.
En general, el estado de transición de una reacción siempre tiene un nivel de energía mayor que los reactivos o productos, de forma que EA\text E_{\text A} siempre tiene un valor positivo, independientemente de si la reacción es endergónica o exergónica en su totalidad. La energía de activación que se muestra en el diagrama siguiente es para la reacción directa (reactivos \rightarrow productos), la cual es exergónica. Si la reacción ocurriera de manera inversa (endergónica), el estado de transición permanecería igual pero la energía de activación sería más alta. Esto se debe a que las moléculas de producto tienen una menor energía y por lo tanto requieren un aporte energético mayor para alcanzar el estado de transición en la cima de la "montaña" de la reacción. (Una flecha de energía de activación para la reacción inversa se extendería desde los productos hacia el estado de transición).
Gráfica de coordenadas de reacción para una reacción exergónica. Aunque los productos están en un nivel de energía más bajo que los reactivos (la energía libre se libera de reactivos a productos), sigue observándose una "joroba" en la ruta energética de la reacción, que refleja la formación del estado de transición de alta energía. La energía de activación de la reacción directa es la cantidad de energía libre que debe añadirse para ir del nivel de energía de los reactivos al nivel de energía del estado de transición.
Imagen modificada de OpenStax, Biología
La fuente de energía de activación normalmente es el calor, esto es, las moléculas de reactivo absorben la energía térmica de su entorno. Esta energía térmica acelera el movimiento de las moléculas de reactivo, incrementa la frecuencia y la fuerza de sus colisiones, y también agita los átomos y enlaces dentro de las moléculas individuales, por lo que aumenta la probabilidad de que los enlaces se rompan. Una vez que una molécula de reactivo absorbe suficiente energía para alcanzar el estado de transición, puede continuar con el resto de la reacción.

Energía de activación y velocidad de reacción

La energía de activación de una reacción química se relaciona estrechamente con su velocidad. Específicamente, mientras mayor sea la energía de activación, más lenta será la reacción química. Esto se debe a que las moléculas solo pueden completar la reacción una vez que han alcanzando la cima de la barrera de la energía de activación. Mientras más alta es la barrera, menos moléculas tendrán energía suficiente para superarla en cualquier momento dado.
A una determinada temperatura, las moléculas individuales en una muestra tendrán una gama de diferentes energías cinéticas, la temperatura es solo un valor promedio. Esto significa que una parte de las moléculas de una población podrán superar una barrera de activación, pero, si la barrera es alta, la proporción será pequeña. En este caso la reacción será muy lenta: tomará más tiempo obtener un número significativo de moléculas que pasen la barrera si van pocas a la vez.
Muchas reacciones tienen energías de activación tan altas que simplemente no proceden sin un aporte de energía. Por ejemplo, la combustión de una sustancia como el propano libera energía, pero la velocidad de reacción efectiva es cero a temperatura ambiente. (Claro, esto es bueno porque ¡sería un problema que las latas de propano se quemaran espontáneamente en los anaqueles!) Cuando una chispa provee la energía suficiente para que algunas moléculas superen la barrera de la energía de activación, esas moléculas completan la reacción, y liberan energía. La energía liberada ayuda a otras moléculas de combustible a superar la barrera de activación, lo que produce una reacción en cadena.
La mayoría de las reacciones que se llevan a cabo en las células son como el ejemplo de la combustión de hidrocarburos: la energía de activación es demasiado alta para que las reacciones ocurran de manera significativa a temperatura ambiente. Al principio, esto puede parecer un problema; después de todo, no puedes prender una chispa dentro de una célula sin causarle daño. Afortunadamente, es posible disminuir la energía de activación de una reacción y con ello aumentar su velocidad de reacción. Este proceso de aceleración de una reacción mediante la disminución de su energía de activación se conoce como catálisis y el factor que se añade para bajar la energía se llama catalizador. Los catalizadores biológicos se denominan enzimas y los examinaremos a detalle en la siguiente sección.

Créditos:

Ese artículo es un derivado modificado de “Potential, kinetic, free, and activation energy (Energía potencial, cinética, libre y de activación),” escrito de OpenStax College, Biología (CC BY 3.0). Descarga gratis el artículo original en http://cnx.org/contents/185cbf87-c72e-48f5-b51e-f14f21b5eabd@9.85:29/Biology.
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC BY-NC-SA 4.0.

Referencias complementarias:

Negative activation energy (Energía de activación negativa). (22 de junio, 2015). Tomado de Wikipedia el 29 de agosto, 2015: https://en.wikipedia.org/wiki/Activation_energy.
Reece, J. B., Urry, L. A., Cain, M. L., Wasserman, S. A., Minorsky, P. V. y Jackson, R. B. (2011). An introduction to metabolism (Introducción al metabolismo). En Campbell biology (Biología de Campbell) (10a ed., págs. 141-161). San Francisco, CA: Pearson.
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