Energia de Ativação e Complexo Ativado

Para que uma reação ocorra, é necessário que os reagentes recebam certa quantidade de energia, que é denominada de energia de ativação. Assim, temos:

Por exemplo, na atmosfera existem os gases oxigênio (O₂) e nitrogênio (N₂). Há um grande número de choques entre suas moléculas, porém, a reação só ocorre quando recebe alguma forma de energia externa, que, no caso, costuma ser fornecida pelas descargas elétricas dos relâmpagos.

Assim, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para que a reação ocorra e, consequentemente, ela se dará de forma mais lenta. O contrário também é verdadeiro, reações com uma menor energia de ativação ocorrem com maior velocidade. Isso significa que a energia de ativação é na verdade uma barreira energética a ser ultrapassada para que ocorra a reação química.

Quando a energia de ativação é atingida, forma-se primeiro o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos.

Abaixo temos uma reação genérica que demonstra a formação do complexo ativado:

Portanto, a energia de ativação é a menor energia necessária que se deve fornecer aos reagentes para a formação do complexo ativado, resultando na ocorrência da reação.

Isso pode ser representado graficamente, conforme mostrado a seguir:

Observe abaixo como escrever os digramas tanto para reações endotérmicas como exotérmicas:

Um exemplo que pode ser citado é a reação que ocorre entre o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de nitrogênio (NO₂) para a formação do gás carbônico (dióxido de carbono - CO₂) e o óxido de nitrogênio (NO):

CO_(g)  + NO_2(g)  → CO_2(g)  + NO_(g)

Com o estado intermediário (complexo ativado), temos:

CO+ NO₂ → COONO → CO₂ + NO  

A representação gráfica dessa reação, com o seu complexo ativado e sua energia de ativação, é descrita abaixo: