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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 \text E_{\text A}EA​start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript.

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 \text E_{\text A}EA​start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript 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→right arrow 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.

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