化學反應控制活化能多少

1. 如何計算反應活化能

實驗證明，只有發生碰撞的分子的能量等於或超過某一定的能量Ec(可稱為臨界能)時，才可能發生有效碰撞。具有能量大於或等於Ec的分子稱為活化分子。
在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作
活化能原理原則上來說，反應物分子的能量可以從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的分子數相當多。這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關系圖，叫做一定溫度下分子能量分布曲線圖。
阿倫尼烏斯公式
非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量為活化能的計算可用阿倫尼烏斯方程求解。阿倫尼烏斯方程反應了化學反應速率常數K隨溫度變化的關系。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述：
K=Aexp(-Ea/RT) （1）
式中：κ為反應的速率系（常）數；Ea和A分別稱為活化能和指前因子，是化學動力學中極重要的兩個參數；R為摩爾氣體常數；T為熱力學溫度。
（1）式還可以寫成：
lnκ=lnA-Ea/RT （2）
lnκ=與-1/T為直線關系，直線斜率為-Ea/R，截距為 lnA，由實驗測出不同溫度下的κ值，並將lnκ對1/T作圖，即可求出E值。
例：由Ea計算反應速率系數k
當已知某溫度下的k和Ea，可根據Arrhenius計算另一溫度下的k，或者與另一k相對應的溫度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時的k3。
Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol
lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R
K3=6.12/1000S
對於更為復雜的描述κ與T的關系式中，活化能E定義為：
E=RT2（dlnκ/dT）（3）
在元反應中，並不是反應物分子的每一次碰撞都能發生反應。S.A.阿倫尼烏斯認為，只有「活化分子」之間的碰撞才能發生反應，而活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。近代反應速率理論進一步指出，兩個分子發生反應時必須經過一個過渡態——活化絡合物，過渡態具有比反應物分子和產物分子都要高的勢能，互撞的反應物分子必須具有較高的能量足以克服反應勢能壘，才能形成過渡態而發生反應，此即活化能的本質。
對於復合反應，由上述實驗方法求出的E值只是表觀值，沒有實際的物理意義。

2. 一個化學反應方程的活化能怎麼計算

正反應活化能減去該反應的焓變可得逆反應的活化能（焓變正負號要帶上）。例如若一個反應正向活化能為20，反應△H=-10，則該反應逆向活化能為30（單位：kj/mol）。注意應用此方法的前提是該反應是一級反應，即沒有過渡態一次成型的反應。

化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。

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注意事項：

使用催化劑後，反應的活化能降低。在提供相同能量的基礎上，就能夠使更多的普通分子獲得較少的能量變成活化分子，單位體積活化分子數增多，有效碰撞增多，化學反應速率就更快了。

從反應物平均能量到拋物線最高點對應能量的差值就是活化能，也是反應物斷鍵所需要吸收的能量，從拋物線最高點對應的能量到生成物平均能量就是生成物形成新鍵時所需釋放的能量。

3. 化學反應速率、反應級數和活化能的測定

化學反應速率是指表示化學反應進行的快慢。通常以單位時間內反應物或生成物濃度的變化值（減少值或增加值）來表示，反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行，也與溶劑的性質和用量有關。其中壓力關系較小(氣體反應除外），催化劑影響較大。可通過控制反應條件來控制反應速率以達到某些目的
平均反應速率，其大小也與指定時間以及時間間隔有關。隨著反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間內反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間反應濃度減小得較快，反應產物濃度增加也較快，也就是反應較快；在反應後期，反應物的濃度變小，單位時間內反應物減小得較慢，反應產物濃度增加也較慢，也就是反應速率較慢。
在實際工作中，通常測量反應的瞬時反應速率，是c(t)-t曲線某時刻t時該曲線的斜率即為該反應在時刻t時的反應速率。對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應：v（正）≠v（逆）
還可以用：v(A) / m=v(B) /n=v(C) /p=v(D) /q
不同物質表示的同一化學反應的速率之比等於化學計量數之比。本式用於確定化學計量數，比較反應的快慢，非常實用。
同一化學反應的速率，用不同物質濃度的變化來表示，數值不同，故在表示化學反應速率時必須指明物質。
影響因素
影響化學反應速率的因素分為內外因：
1、內因：反應物本身的性質。
2、外界因素：溫度，濃度，壓強，催化劑，光，激光，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態。另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。

4. 對於一個化學反應來說，活化能越大，反應速率越快對嗎

錯的。對於一個化學反應來說，活化能越小，反應速率越快。

活化能是指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。所以化學反應中，所需活化能越小，需要你提供的能量也就越小，就更容易發生反應。

所需活化能大的話，要給他提供足夠多的能量，它才能反應，所以反應起來比較「費勁」，速率也就慢了，反之，活化能越小，越容易反應，速率也就快了。

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反應速率以單位時間內反應物或生成物濃度的變化偵（減少值或增加值）來表示，反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行，也與溶劑的性質和用量有關。

其中壓力關系較小(氣體反應除外），催化劑影響較大。可通過控制反應條件來控制反敁速率以達到某些目的。

化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。

影響反應速率的因素分外因與內因：內因主要是參加反應物質的性質；在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。

5. 乙酸乙酯皂化反應活化能是多少

乙酸乙酯皂化反應活化能為27、3千焦每摩爾。

皂化反應通常指的是鹼(通常為強鹼）和酯反應，而生產出醇和羧酸鹽，尤指油脂和鹼反應。

狹義的講，皂化反應僅限於油脂與氫氧化鈉或氫氧化鉀混合，得到高級脂肪酸的鈉、鉀鹽和甘油的反應。這個反應是製造肥皂流程中的一步，因此而得名。它的化學反應機制於1823年被法國科學家發現。

皂化反應除常見的油脂與氫氧化鈉反應外，還有油脂與濃氨水的反應。

6. 化學反應活化能

活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯（Arrhenius）在1889年引入，用來定義一個化學反應的發生所需要克服的能量障礙。活化能可以用於表示一個化學反應發生所需要的最小能量。反應的活化能通常表示為Ea，單位是千焦耳每摩爾（kJ/mol）。
對一級反應來說，活化能表示勢壘（有時稱為能壘）的高度。活化能的大小可以反映化學反應發生的難易程度。

7. 一般離子液體的活化能是多少

反應活化能是動力學研究范疇，它可以用來計算反應速率與反應物、催化劑濃度之間的關系。而實際耗能是熱力學范疇，它可以計算反應在什麼情況下可以自發發生和反應吸熱或放熱的大小。由熱力學計算出的自發反應不一定能夠發生。因為它的反應速率可能很慢，比如氫氣和氧氣混合，無催化劑在室溫下根本無法反應，所以需要動力學計算反應活化能以及頻率因子，使反應加快或減慢（通過改變溫度或催化劑）。化學動力學是物理化學的一個重要分支學科，其所要探討的主要課題是從動態角度由宏觀唯象到微觀分子水平探索化學反應全過程的速率和機理，即研究化學反應過程的速率，化學反應過程中諸內因（結構、性質等）和外因（濃度、溫度、催化劑、輻射等）對反應速率（包括方向變化）的影響以及探討能夠解釋這種反應速率規律的可能機理，為最優化提供理論根據，以滿足生產和科學技術的要求。化學動力學和化學熱力學都是物理化學兩大重要分支學科，它們各有不同的研究內容。化學熱力學的任務是討論化學過程中能量轉化的衡算以及解決在一定條件下進行某一化學反應的方向和限度問題。它討論體系的平衡性質，不考慮時間因素和過程細節。而化學動力學研究完成化學反應過程所需時間、影響條件以及實現這一過程的具體步驟（機理）。一句話，化學熱力學只回答化學反應的可能性問題；而化學動力學才回答化學反應的現實性問題。阿侖尼烏斯(Arrhenius)公式： k=A*e^(-Ea/RT) 活化分子具有的最低(或平均)動能與分子平均動能的差值，就成為活化能Ea。一般化學反應的活化能在42~420kJ/mol之間。 1. 溫度與反應速率呈指數關系，即影響顯著； 2. A(指前因子，和何種反應有關)相似的化學反應，活化能相對小的，反應速率相對大； 3. 溫度一定，活化能越大的反應，反應速率越小；溫度變化時，活化能越大的反應，反應速率變化越大。應用到工業生產中，不僅需要考慮要為反應提供多少能量（熱力學），還要考慮反應速率的大小（動力學），否則產品生產速率太低。例如合成氨的反應是一個放熱的、氣體總體積縮小的可逆反應，在實際生產中，僅僅考慮如何最大限度地提高平衡混合物中NH3的含量問題（化學平衡的移動問題，熱力學）還不行，還需要考慮單位時間里的產量問題（化學反應速率問題，動力學）。熱力學要求低溫高壓使反應能夠發生，動力學可以考慮加催化劑以加快反應進行。但在低溫下反應速率太低，所以動力學要求適當提高溫度，但不能太高，否則產率低（熱力學原理），故一般控制在500度. 建議你最好看看《物理化學》