Aktivační energie

Představ si, že se probudíš a víš, že tě čeká spousta zábavných věcí. Stalo se ti už někdy, že i s touhle myšlenkou a těšením se jsi měl/a problém vstát z postele, prostě se ti nechtělo? Jakmile jsi venku z postele, vše už jde samo, ale to samotné vstávání může být mnohdy obtížné.

To množství energie, které potřebuješ k donucení se vstát, je věc podobná jako aktivační energie chemické reakce. I když se v průběhu reakce energie uvolňuje, vždy je potřeba pro nastartování reakce určité množství energie dodat. Tuto energii označujeme jako aktivační a značíme jí $\text E_{\text A}$start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript.

Proč by reakce, která uvolňuje energii a má tedy zápornou hodnotou ∆G měla potřebovat energii, aby se vůbec uskutečnila? Abychom to pochopili, musíme se podívat, co se v průběhu reakce s molekulami reaktantů vlastně děje. Za účelem uskutečnění reakce některé nebo všechny chemické vazby v reaktantech zanikají, aby se mohly formovat nové, čímž vznikají produkty. Aby se původní vazby dostaly do stavu, který jim umožňuje se rozštěpit, musí molekula přejít (například deformací) do nestabilního stavu nazvaného přechodový stav. Přechodový stav je vysoko-energetický stav a abychom jej dosáhli, musíme k původní molekule dodat energii – právě tu aktivační energii. Protože je přechodový stav nestabilní, reakční molekuly v něm nezůstanou dlouho, ale přejdou rychle k dalšímu kroku chemické reakce.

Obecně platí, že přechodný stav reakce je vždy na vyšší energetické úrovni než reaktanty nebo produkty, proto má $\text E_{\text A}$start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript vždy kladnou hodnotu – nezávisle na tom, zda je reakce endergonická (té je nutné dodat energii) nebo exergonická (ta energii uvolňuje). Aktivační energie zobrazená v následujícím diagramu je pro dopřednou reakci (reaktanty $\rightarrow$right arrow produkty), která je exergonická. Kdyby měla reakce pokračovat opačným směrem (endergonicky), přechodový stav by byl stejný, jen aktivační energie by byla větší. Je to dáno tím, že molekuly produktů mají nižší energii, a proto by potřebovaly více energie k dosažení přechodového stavu, který se nachází na vrcholu reakčního „kopce". (Šipka znázorňující aktivační energii zpětné reakce by sahala od produktů až po přechodový stav.)

Zdrojem aktivační energie je obvykle teplo, přičemž molekuly reaktantu absorbují tepelnou energii ze svého okolí. Tato tepelná energie zrychluje pohyb reaktantů a zvyšuje frekvenci a sílu jejich srážek, a také ohýbá vazby mezi atomy uvnitř jednotlivých molekul, takže je pravděpodobnější, že se vazby rozštěpí. Jakmile molekula reaktantu přijme dostatek energie pro dosažení přechodového stavu, může pokračovat i přes zbytek reakce.

Aktivační energie chemické reakce úzce souvisí s její rychlostí. Platí, že čím vyšší bude aktivační energie, tím pomalejší bude chemická reakce. Je to proto, že molekuly mohou dokončit reakci až poté, co se překonají vrchol energetické bariéry. Čím vyšší je bariéra, tím méně molekul bude mít dostatek energie na to, aby ji překonala.

Mnoho reakcí má tak vysokou aktivační energii, že v podstatě vůbec bez vnějšího dodání energie nezapočnou. Například spalování paliva, jako je propan, uvolňuje energii, ale při pokojové teplotě je rychlost reakce nulová. (Aby bylo jasno, to je dobře – nebylo by moc skvělé, kdyby se samovolně začaly zapalovat tlakové lahve s propanem!). Jakmile dodá například jiskra dostatek energie některým molekulám, ony díky tomu překonají energetickou bariéru a mohou tak uskutečnit reakci, která uvolní energii. Tato uvolněná energie pomůže dalším molekulám paliva překonat energetickou bariéru, což vede k řetězové reakci.

Většina chemických reakcí, které se odehrávají v buňkách, se podobá příkladu spalování uhlovodíků: aktivační energie je příliš vysoká na to, aby se reakce při pokojové teplotě uskutečňovaly ve významnější míře. To může vypadat jako problém; koneckonců jiskra se v buňce, aniž by ji poškodila, nemůže vyskytnout. Naštěstí existují způsoby, jak snížit aktivační energii reakce, a tím zvýšit míru této reakce. Proces urychlení reakce snížením aktivační energie je znám jako katalýza, a pro snížení aktivační energie reakce se používá katalyzátor. Biologické katalyzátory jsou známy jako enzymy a podrobně je prozkoumáme v další části.