化学中的活化能定义
活化能是启动反应所需的最小能量。它是反应物和产物势能最小值之间势能垒的高度。活化能用Ea表示，通常单位为千焦耳/摩尔（kJ/mol）或千卡/摩尔（kcal/mol）。“活化能”一词是由瑞典科学家斯万特·阿伦尼乌斯（Svante Arrhenius）于1889年提出的。阿累尼乌斯方程将活化能与化学反应进行的速率联系起来：
k=Ae Ea/（RT）
其中k是反应速率系数，A是反应的频率因子，e是无理数（约等于2.718），Ea是活化能，R是通用气体常数，T是绝对温度（开尔文）。
从阿累尼乌斯方程可以看出，反应速率随温度而变化。通常，这意味着化学反应在较高温度下进行得更快。然而，也有一些“负活化能”的情况，其中反应速率随温度降低。
为什么需要活化能？
如果你把两种化学物质混合在一起，反应物分子之间自然只会发生少量的碰撞，从而生成产物。如果分子的动能很低，这一点尤其正确。因此，在很大一部分反应物转化为产物之前，必须克服体系的自由能。活化能提供了反应所需的额外推力。即使是放热反应也需要活化能才能开始。例如，一堆木头不会自行燃烧。点燃的火柴可以提供启动燃烧的活化能。一旦化学反应开始，反应释放的热量提供活化能，将更多反应物转化为产物。
有时，化学反应在不增加任何额外能量的情况下进行。在这种情况下，反应的活化能通常由环境温度的热量提供。热增加了反应物分子的运动，提高了它们相互碰撞的几率，并增加了碰撞力。这种结合使反应物之间的键更有可能断裂，从而形成产物。
催化剂与活化能
降低化学反应活化能的物质称为催化剂。基本上，催化剂通过改变反应的过渡状态起作用。催化剂不会被化学反应消耗，也不会改变反应的平衡常数。
活化能与吉布斯能的关系
活化能是Arrhenius方程中的一项，用于计算克服从反应物到产物的过渡状态所需的能量。Eyring方程是描述反应速率的另一个关系式，除了使用活化能之外，它还包括过渡态的吉布斯能。反应的焓和熵中过渡态因子的吉布斯能。活化能和吉布斯能是相关的，但不能互换。
- 发表于 2021-09-29 05:16
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- 分类：数学
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