L'energia di attivazione in
chimica è l'
energia necessaria al sistema per iniziare un particolare processo. Spesso viene utilizzata per definire l'energia minima necessaria perché si realizzi una
reazione chimica. Perché una reazione avvenga è necessaria la collisione di due o più
molecole opportunemante orientate e dotate di un minimo
livello di energia (l'energia di attivazione, appunto), tale da permettere la collisione malgrado le
forze elettriche repulsive generate dalle loro nubi di
elettroni esterne. Questo livello minimo di energia è fornito dall'
energia termica del sistema, cioè dalle energie traslazionali, vibrazionali ecc. di ogni molecola. Se l'energia disponibile è sufficiente, le forze repulsive vengono vinte e le molecole coinvolte vengono a trovarsi ad una distanza tale da poter riorganizzare i
legami tra gli
atomi che le compongono e dare vita a nuovi composti (prodotti della reazione). L'
equazione di Arrhenius traduce in numeri la relazione tra energia di attivazione e velocità della reazione stessa. Lo studio della
velocità di reazione è argomento della
cinetica chimica. L'energia di attivazione consente alle molecole dei reagenti che collidono di formare il cosiddetto complesso attivato o stato di transizione, la cui esistenza è estremamente breve (tempi dell'ordine di 10-15 s). Una volta formato lo stato di transizione sono possibili due eventi: il riformarsi dei legami originali, si riottengono quindi i reagenti iniziali, oppure la rottura dei legami iniziali e la formazione di nuovi che danno origine ai prodotti della reazione. Entrambi questi eventi risultano possibili in quanto ognuno di questi produce un rilascio di energia (mostrata dall'andamento dell'
entalpia durante la reazione in Fig. 1).
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ENERGIA PER L'ATTIVAZIONE. ENERGIA DI ATTIVAZIONE
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