活化能

【活化能】活化能是化学动力学中的一种重要概念，1889年由瑞典物理化学家阿累尼乌斯（Arrhenius)首先提出。阿累尼乌斯总结了大量的实验数据，提出了经验公式

式中K为速度常数，A为一常数通常称为“指前因子”或“频率因子”，R为气体常数，T为热力学温度，而E_a即为活化能。活化能的意义是：活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。

在过渡状态理论中，活化能（能垒)是指反应物分子和活化络合物分子处于基态时的位能差，它不等于E_a。

【定义】
1.对元反应来说,阿伦尼乌斯公式中的活化能(Ea)是活化分子的平均能量跟所有分子的平均能量的差。

2.碰撞理论认为,分子碰撞的剧烈程度不取决于A、B两个分子的总移动能，而取决于它们在质心连线方向上的相对移动能。 只有这个能量超过某一数值(叫临界能)时反应才能发生，碰撞理论就把临界能×N_A=Ec做反应活化能(N_A是阿佛加德罗常数)。
【说明】
1. 关于活化能定义目前还没有完全统一的提法,随着反应速 率理论的发展,人们对这概念的理解在不断深化。
2. 反应活化能的大小由反应物分子性质所决定，也就跟分子的内部结构密切相关。
3. 不同反应有不同的活化能(Ea)，Ea越低,反应进行得越快。在通常反应温度下，大多数反应的活化能在40〜400kJ/mol 范围内。一般的中和反应Ea<40kJ/mol,所以中和反应速率很大,用通常的方法难以测定。
4. 活化能的实验测定常用阿伦尼乌斯公式的不定积分形式求得
lnk=—Ea/RT+B ,
只要测得几个不同温度下的反应速率常数k,以lnk对1/T作图，得到一条直线，由它的斜率一Ea/R就可求得活化能Ea=-（斜率)×R(R是气体常数)。