Активиране на енергия

Представи си, че един ден се събуждаш и имаш много планирани неща. Случвало ли ти се е, въпреки вълнуващия ден, който те очаква, да трябва да събереш допълнителна енергия, за да станеш от леглото? След като станеш, можеш да преминеш през останалата част на деня, но има малък праг, който трябва да преминеш, за да стигнеш до този момент.

Енергията за активиране на една химична реакция е един вид "препятствието," което трябва да преодолееш, за да станеш от леглото. Дори екзергонични реакции, при които се освобождава енергия, се нуждаят от някакво количество входяща енергия, за да се задействат, преди да могат да продължат със собствените си стъпки, при които се освобождава енергия. Тази първоначална входяща енергия, която по-късно се изплаща, когато реакцията продължава, се нарича енергия на активация (активираща енергия) и се съкращава като $\text E_{\text A}$start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript.

Защо една реакция, при която се освобождава енергия и има отрицателно ∆G , се нуждаела от енергия, за да започне? За да разберем това, трябва да видим какво всъщност се случва с реагиращите молекули по време на една химична реакция. За да се състои реакцията, някои или всички химични връзки в молекулите на изходните вещества трябва да се разпаднат, така че да се образуват нови връзки в молекулите на продуктите. За да може връзките да постигнат състояние, което им позволява да бъдат разкъсани, молекулата трябва да бъде изкривена (деформирана, или прегъната) в нестабилно състояние, наречено преходно състояние. Преходното състояние е високоенергийно състояние, и известно количество енергия - активираща енергия - трябва да се добави, за да могат молекулите да достигнат това състояние. Тъй като преходното състояние е нестабилно, реагиращите молекули не остават дълго в него, а бързо продължават към следващата стъпка на химичната реакция.

Като цяло преходното състояние в една реакция винаги е на по-високоенергийно ниво от това на изходните вещества или продуктите, така че $\text E_{\text A}$start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript винаги има положителна стойност – без значение дали реакцията е ендергонична, или екзергонична. Активиращата енергия, показана на диаграмата по-долу, е за реакции, протичащи в права посока (изходни вещества$\rightarrow$right arrow продукти), които са екзергонични. Ако реакцията протече в обратна посока (ендергонична), преходното състояние ще остане същото, но активиращата енергия ще е по-висока. Причината е в това, че молекулите на продукта са с по-ниска енергия и, следователно, ще е нужно да се добави повече енергия, за да се достигне преходното състояние на върха на "хълма" на реакцията. (за обратната реакция стрелката на активиращата енергия ще сочи от продуктите към преходното състояние.)

Източникът на активираща енергия обикновено е топлина, като молекулите на реагиращите вещества абсорбират топлинна енергия от своята заобикаляща среда. Тази топлинна енергия ускорява движението на реагиращите молекули, увеличавайки честотата и силата на техните сблъсъци, и също блъска атомите и връзките в индивидуалните молекули, правейки разпадането на връзките по-вероятно. След като една реагираща молекула абсорбира достатъчно енергия, за да достигне преходното състояние, тя може да премине към следващите етапи на реакцията.

Активиращата енергия на една химична реакция е тясно свързана с нейната скорост. По-конкретно, колкото по-висока е активиращата енергия, толкова по-бавна ще бъде химичната реакция. Това е така, защото молекулите могат да завършат реакцията само след като веднъж са преминали над прага на активиращата енергия. Колкото по-висок е този праг, толкова по-малко са молекулите, които ще имат достатъчно енергия, за да го преминат във всеки един момент.

Много реакции имат толкова високи активиращи енергии, че изобщо не протичат без входяща енергия. Например горенето на гориво като пропана освобождава енергия, но скоростта на реакцията е нула при стайна температура. (Да сме наясно, това е добре – няма да е толкова хубаво, ако бутилките пропан спонтанно се взривяваха на рафта!). След като една искра предостави достатъчно енергия, за да може някои молекули да преминат над активиращата бариера, тези молекули довършват реакцията, освобождавайки енергия. Освободената енергия помага на други горивни молекули също да преминат над енергийната бариера, което води до верижна реакция.

Повечето химични реакции, които протичат в клетките, са като примера с изгарянето на въглеводород: активиращата енергия е твърде висока за реакциите, за да протекат при температурата на околната среда. На пръв поглед това изглежда като проблем; но в крайна сметка не можем да предизвикаме искра в клетката, без да причиним щета. За щастие е възможно да понижим активиращата енергия на една реакция и по този начин да увеличим скоростта ѝ. Процесът на ускоряване на една реакция чрез понижаване на нейната активираща енергия е познат като катализа, и факторът, който е добавен, за да понижи активиращата енергия, се нарича катализатор. Биологичните катализатори са познати като ензими и ние ще ги изучаваме в детайли в следващия раздел.