Energía de activación
La energía de activación de una reacción química es la energía mínima necesaria para que se produzca la reacción. Suele tener el símbolo Ea y se mide en kilojulios por mol. Puede considerarse como una barrera entre los reactivos y los productos de una reacción. La energía de activación es la diferencia de energía entre el estado de transición y los reactivos de partida.
Energía de activación con y sin catalizador
Ecuación de Arrhenius
Esta ecuación es una forma de calcular la energía de activación. Su forma es:
k = A e - E a / R T {\displaystyle k=Ae^{-E_{a}}/{RT}} 
Aquí, k es la constante de velocidad de la reacción (que puede medirse utilizando la cinética química), A es un factor de frecuencia, R es la constante universal de los gases, T es la temperatura. Si medimos la velocidad de la reacción a diferentes temperaturas, podemos hacer un gráfico y calcular la energía de activación utilizando esta ecuación.
Catálisis
Cuando se utiliza un catalizador, la energía de activación se reduce. Esto significa que la reacción puede ser más rápida a la misma temperatura. El catalizador no cambia la energía de los reactivos ni de los productos. Además, el catalizador no cambia en la reacción. Por lo tanto, puede utilizarse una y otra vez y sólo se necesita una pequeña cantidad de catalizador.
