如何求化學反應的活化能

① 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。

② 已知反應溫度反應時間和轉化率怎麼求反應的活化能

（0）依據圖象分析反應物圖能量大於生成物圖能量，反應放熱；放熱反應升溫時，平衡逆向移動，反應物轉化率降低；B歷程比A歷程反應圖活化能低，說明加了催化劑故答案為：放；減小；D；（2）①△H=反應物鍵能和-生成物鍵能和，則有436+0 2 一-2×430=-240.一，一=436.4，故答案為：436.4； ②上述反應圖化學方程式為三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g），△H=反應物鍵能和-生成物鍵能和=464.4KJ/m三l+4×430KJ/m三l-2×24得KL/m三l-4×463KJ/m三l=-02l.6KJ/m三l，所以，其熱化學方程式為：三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g）△H=-026.lKJ/m三l；上述反應0m三l三2反應轉移4m三l電子，反應物圖活化能，464.4KJ/m三l+4×430KJ/m三l=2220.4KJ/m三l，所以當有0m三l電子轉移時吸收圖能量為lll.0KJ，故答案為：三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g）△H=-026.lKJ/m三l；lll.0．

③ 阿倫尼烏斯公式計算活化能

阿倫尼烏斯公式計算活化能：k=Ae-Ea/RT（指數式），k為速率常數，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子也稱頻率因子。
阿倫尼烏斯公式是由瑞典的阿倫尼烏斯所創立的化學反應速率常數隨溫度變化關系的經驗公式。該定律除對所有的基元反應適用外，對於一大批（不是全部）復雜反應也適用。

④ 大學化學如何計算反應活化能

大學化學如何計算反應活化能
用阿倫尼烏斯公式 k=Ae（－Ea/RT）（其中的（－Ea/RT）是e 的指數），知道
A（指前因子）
k（速率常數）
R（摩爾氣體常量）
T（熱力學溫度）
或者用lgK=A（-Ea/2.30RT）括弧內 -Ea/2.30RT 是A的指數

⑤ 求助 請問如何計算催化反應中的催化劑的活化能 急求

鐵觸煤
熱力學計算表明，低溫、高壓對合成氨反應是有利的，但無催化劑時，反應的活化能很高，反應幾乎不發生。當採用鐵催化劑時，由於改變了反應歷程，降低了反應的活化能，使反應以顯著的速率進行。目前認為，合成氨反應的一種可能機理，首先是氮分子在鐵催化劑表面上進行化學吸附，使氮原子間的化學鍵減弱。接著是化學吸附的氫原子不斷地跟表面上的氮分子作用，在催化劑表面上逐步生成-NH、-NH2和NH3，最後氨分子在表面上脫吸而生成氣態的氨。上述反應途徑可簡單地表示為:

xFe + N2→FexN

FexN +〔H〕吸→FexNH

FexNH +〔H〕吸→FexNH2

FexNH2 +〔H〕吸FexNH3xFe+NH3

在無催化劑時，氨的合成反應的活化能很高，大約335 kJ/mol。加入鐵催化劑後，反應以生成氮化物和氮氫化物兩個階段進行。第一階段的反應活化能為126 kJ/mol~167 kJ/mol，第二階段的反應活化能為13 kJ/mol。由於反應途徑的改變(生成不穩定的中間化合物)，降低了反應的活化能，因而反應速率加快了。

⑥ 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。

⑦ 活化能計算公式

活化能計算公式：K=Ae(-E/RT)→lnt90=-lnA+E/RT，活化能一般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。
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）。

⑧ 化學的活化能求解 怎麼計算的 急！

2大學化學如何計算反應活化能用阿倫尼烏斯公式 k=Ae（－Ea/2;RT）（其中的（－Ea/，知道 A（指前因子） k（速率常數） R（摩爾氣體常量） T（熱力學溫度）或者用lgK=A（-Ea/RT）是e 的指數）.30RT）括弧內 -Ea/

⑨ 如何測定某一反應的活化能

通過測定反應在兩個溫度下的反應速率常數,用ln (k2/k1) = E/R *( 1/T1 - 1/T2 ),可以估計活化能E的值；如果精確一點兒,可以測量n組的數據,並以 1/T 作橫坐標,以 ln k 作縱坐標,用最小二乘法,得到一條直線,直線的斜率為 -E/R,直線的截距為 ln k0.

⑩ 知道某基元反應的焓變,求該正反應的活化能，要如何求

知道某基元反應的焓變,求該正反應的活化能，要如何求
反應放熱,故反應物的能量高於生成物的.而活化態能量是一定的,而且正逆都是同一個活化態.設產物能量為0,則反應物的就是216,然後活化能是216+125=341,所以對於逆反應來說,活化能是341.