阿伦尼乌斯公式计算活化能的例子（如何计算反应活化能）

本文目录

• 如何计算反应活化能
• 如何用arrhenius求活化能 材料
• 活化能简介
• 活化能怎么算呀，有什么公式呀
• 活化能的定律
• 活化能怎么计算

如何计算反应活化能

实验证明,只有发生碰撞的分子的能量等于或超过某一定的能量Ec(可称为临界能)时,才可能发生有效碰撞.具有能量大于或等于Ec的分子称为活化分子. 在一定温度下,将具有一定能量的分子百分数对分子能量作 活化能原理原则上来说,反应物分子的能量可以从0到∞,但是具有很低能量和很高能量的分子都很少,具有平均能量Ea的分子数相当多.这种具有不同能量的分子数和能量大小的对应关系图,叫做一定温度下分子能量分布曲线图. 阿伦尼乌斯公式 非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解.阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系.在多数情况下,其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1） 式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子,是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度. （1）式还可以写成： lnκ=lnA-Ea/RT （2） lnκ=与-1/T为直线关系,直线斜率为-Ea/R,截距为 lnA,由实验测出不同温度下的κ值,并将lnκ对1/T作图,即可求出E值. 例：由Ea计算反应速率系数k 当已知某温度下的k和Ea,可根据Arrhenius计算另一温度下的k,或者与另一k相对应的温度T. 2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g) 已知：T1=298.15K,k1=0.469×10s T2=318.15K,k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3. Ea=/(T2-T1)=102kj/mol lnk3/k1=Ea/R K3=6.12/1000S 对于更为复杂的描述κ与T的关系式中,活化能E定义为： E=RT2（dlnκ/dT）（3） 在元反应中,并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应.S.A.阿伦尼乌斯认为,只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应,而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能.近代反应速率理论进一步指出,两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物,过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能,互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒,才能形成过渡态而发生反应,此即活化能的本质. 对于复合反应,由上述实验方法求出的E值只是表观值,没有实际的物理意义.

如何用arrhenius求活化能 材料

阿伦尼乌斯方程,化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式.公式写作k=Ae－Ea/RT.k为速率常数,R为摩尔气体常量,T为热力学温度,Ea为表观活化能,A为指前因子(也称频率因子).也常用其另外一种形式：lnk=lnA—Ea／RT.据此式作实验数据的lnk～1／T图为。

活化能简介

活化能简介目录1拼音2注解1拼音huóhuànéng2注解对元反应来说，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。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εc）时反应才能发生，碰撞理论就把εc×NA＝Ec叫做反应活化能（NA是阿佛加德罗常数）。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。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。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。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Ea/R就可求得活化能Ea（斜率）×R（R是气体常数）。免责声明：本文内容来源于网络，不保证100%正确，涉及到药方及用法用量的问题，不保证正确，仅供参考。由此造成的问题，本站概不负责。

活化能怎么算呀，有什么公式呀

△H即焓变活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）其中K为平衡常数,与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK而△G=△H-T△S . 由这三个关系式,可以得到焓变和活化能的关系.希望可以帮到你，谢谢，望采纳。

活化能的定律

阿伦尼乌斯公式非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。（1）式还可以写成：lnκ=lnA-Ea/RT （2）lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。例：由Ea计算反应速率系数k当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.469×10sT2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3。Ea=/(T2-T1)=102kJ/mollnk3/k1=Ea/RK3=6.12/1000S对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）（3）在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

活化能怎么计算

活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）

其中K为平衡常数，与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK

而△G=△H-T△S，由这三个关系式，可以得到焓变和活化能的关系。

分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。 （阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。

扩展资料：

化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。以酶和底物为例，二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能，因此不是说活化能存在于细胞中，而是细胞中的某些能量为反应提供了所需的活化能。

化学反应速率与其活化能的大小密切相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能（实际上是通过改变反应途径的方式降低活化能）来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行（或使一些原本很快的生化反应较慢进行）。

影响反应速率的因素分外因与内因：内因主要是参加反应物质的性质；在同一反应中，影响因素是外因，即外界条件，主要有浓度、压强、温度、催化剂等。