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什么是活化能?

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什么是活化能?

文章插图
关系：“活化分子”的定义现在不是很明确 。如果把它当作能量高于活化能的分子的话，那么随着活化能的降低，活化分子呈指数增加 。因为分子的能量满足玻尔兹曼分布，这是一个指数分布 。
例如，从硫酸铜制备氧化铜，第一步反应硫酸铜和氢氧化钠反应，第二步氢氧化铜加热分解，制备氧化铜 。第一步是一个复分解反应，活化能很低，速度很快，反应立即就能完成 。
但第二步是一个分解反应，活化能高，需要高温煅烧，才能反应完全，因此，这个反应总的活化能，就是氢氧化铜加热分解的活化能 。
萌芽
活化能是一个化学名词，又被称为阈能 。这一名词是由阿伦尼乌斯（Arrhenius）在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍 。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量 。反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol） 。活化能表示势垒（有时称为能垒）的高度 。活化能的大小可以反映化学反应发生的难易程度 。
以上内容参考：百度百科-反应活化能
反应活化能是指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 。对基元反应，反应活化能即基元反应的活化能 。对复杂的非基元反应，反应活化能是总包反应的表观活化能，即各基元反应活化能的代数和 。
活化能历史由来
萌芽
活化能是一个化学名词，又被称为阈能 。这一名词是由阿伦尼乌斯（Arrhenius）在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍 。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量 。反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol） 。
活化能表示势垒（有时称为能垒）的高度 。活化能的大小可以反映化学反应发生的难易程度 。
提出
在Arrhenius提出活化能概念之前，人们对溶液反应曾总结出这样一个规则：溶液温度每升高10℃，反应速率将成倍增加 。并且，在1878年，由英国科学家Hood最早通过实验归纳出一经验关系式：
式中B、C是经验常数 。
随后，范特霍夫于1884年在讨论温度对化学反应平衡常数影响的基础上，首先对上式作出了初步的理论说明 。他从热力学严格地导出了描述温度与化学平衡常数K之间关系的方程式，对于溶液反应Kc可写成：
并导出了温度与反应速率常数之间的关系式：
不过他没有给出A的物理意义以及确定的I方法，因此当时没能引起人们的重视
1889年，Arrhenius 通过大量实验与理论的论证，揭示了反应速率与温度的关系Arrhenius经验公式，其形式如下[1] ：
指数式
对数式
微分式
【什么是活化能?】完善
阿伦尼乌斯提出了活化能的概念，但对活化能的解释不够明确，特别是把活化能看作是与温度无关的常数，这与许多实验事实不符 。20世纪20年代，科学家托尔曼（Tolman）运用统计热力学来讨论化学反应速率与温度的关系，并于1925年推导出下面的反应式：
式中：为活化分子的平均摩尔能量，为反应物分子的平均摩尔能量，即活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差 。
很多反应若按阿仑尼乌斯的经验公式，以lnk对1/T作图，常得到的图形是一根曲线，而不是直线，这表明活化能并不是一个常数 。事实上，<E*>和<E>都与温度有关，因此Ea也应是温度的函数，但在有些情况下二者的温度效应可能彼此抵消，此时活化能则与温度无关 。托尔曼所推导出的公式较好地弥补了阿伦尼乌斯理论的一些不足与缺陷，不再将活化能与温度相互隔离开来，而是提出了一个更为普遍与更具说服力的一种解释 。
基本定义
活化能是指化学反应中，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 。
事实上，对基元反应，Ea可以赋予较明确的物理意义 。分子相互作用的首要条件是它们必须“接触”，虽然分子彼此碰撞的频率很高，但并不是所有的碰撞都是有效的，只有少数能量较高的分子碰撞后才能起作用，Ea表征了反应分子能发生有效碰撞的能量要求 。而对非基元反应，Ea就没有明确的物理定义了，它实际上是组成该总包反应的各种基元反应活化能的特定组合 。在复杂反应中，Ea称为该总包反应的表观活化能（apparent activition energy），A称为表观指数前因子（apparent pre-exponetial factor）[1]。

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