L’energia di attivazione è l’energia minima richiesta per innescare la reazione, quindi è la quantità di energia potenziale in eccesso che occorre ai reagenti per rompere alcuni dei loro legami ed iniziare una reazione.
Quando due molecole si urtano, i loro atomi si avvicinano, oltre alla distanza di equilibrio. La sua energia potenziale aumenta a causa dell’eccessiva vicinanza di cariche dello stesso segno.
Le forze repulsive possono essere così intense da consentire a uno dei due atomi di staccarsi. Affinchè avvenga ciò deve essere trasferito durante l’urto, una quantità di energia tale tale da rompere i legami. Tale energia è chiamata energia di attivazione. Quindi è una barriera da superare.
Lo stato energetico che viene raggiunto dai reagenti a seguito di un urto efficace è detto stato di transizione. Quindi l’energia di attivazione è la differenza di energia tra il livello dei reagenti e lo stato di transizione.
Una volta superato lo stato di transizione, l’energia scende nuovamente a livello dei prodotti.
Quando le molecole dei reagenti si avvicinano e collidono, la loro energia cinetica si trasforma in potenziale, quindi se l’urto è efficace si raggiunge l’energia dello stato di transizione. La reazione a questo punto procede, si formano i legami nuovi e l’energia potenziale diminuisce fino a raggiungere il livello dei prodotti.
La maggior parte delle trasformazione avviene attraverso una successione di stadi che vengono chiamati meccanismo di reazione.
Per passare dai reagenti ai prodotti in una reazione a più stadi, si devono superare più barriere energetiche. Lo stadio con la più alta energia di attivazione è il più lento e viene detto stadio limitante, perchè limita la velocità con cui avviene la reazione.
Quando sono reazioni con più stadi l’equazione cinetica corrisponde a quella dello stadio più lento.
Quindi per aumentare la velocità di reazione dobbiamo aumentare la velocità dello stadio limitante. Uno dei metodi è l’uso dei catalizzatori che appunto abbassano l’energia di attivazione.
