活化能定义

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极小值之间势能势垒的高度。

活化能用ea表示，通常以千焦/摩尔（kJ/mol）或千卡/摩尔（kcal/mol）为单位。

“活化能”一词是瑞典科学家斯万特·阿伦尼乌斯于1889年提出的。

阿累尼乌斯方程将活化能与化学反应的速率联系起来：
K＝Ae Ea／（RT）
式中k为反应速率系数，a为反应频率因子，e为无理数（约等于2.718），e a 为活化能，r为通用气体常数，t为绝对温度（开尔文）。

从阿累尼乌斯方程可以看出，反应速率随温度变化。

通常，这意味着化学反应在更高的温度下进行得更快。

然而，也有一些“负活化能”的情况，即反应速率随温度降低。

为什么需要活化能？
如果将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，生成产物。

如果分子具有较低的动能，这一点尤其正确。

因此，在大量的反应物转化为产品之前，必须克服系统的自由能。

活化能产生的反应几乎不需要额外的推动。

即使放热反应也需要活化能才能开始。

例如，一堆木头不会自己燃烧。

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，将更多的反应物转化为产物。

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，增加了碰撞的力。

这种结合使得反应物之间的键更有可能断裂，从而形成产物。

催化剂和活化能
降低化学反应活化能的物质叫做催化剂。

基本上，催化剂通过改变反应的过渡状态来起作用。

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
活化能是阿累尼乌斯方程中的一个术语，用来计算克服从反应物到产物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，除了不使用活化能，它还包括过渡态的吉布斯能。

过渡态吉布斯能是反应的焓和熵的两个因子。

活化能和吉布斯能有关，但不能互换。