A energia de ativação é aquela energia mínima necessária para uma colisão resultar em reação. Podemos identificá-la como o ponto mais energético que os reagente devem atingir e, ao atingi-lo, formam o famoso complexo ativado. O complexo ativado é uma estrutura intermediária instável na qual acontecem, simultaneamente, o enfraquecimento das ligações dos reagentes e o fortalecimento das ligações dos produtos.
Devemos perceber que quanto menor a Energia de Ativação, mais facilmente a reação acontecerá, ou seja, maior será a velocidade dessa reação.
Representação Gráfica
Graficamente, a Energia de Ativação corresponde à diferença entre o valor de energia mais alto – o complexo ativado – e a energia dos reagentes. O exemplo abaixo corresponde a uma reação endotérmica (se você esqueceu, corre lá para a apostila de termoquímica!), na qual a energia dos produtos é maior que a dos reagentes. Nesse caso, a energia de ativação da reação direta é maior do que a da reação inversa. O oposto aconteceria uma reação exotérmica.
