化學反應活化能怎麼測

Ⅰ 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。

Ⅱ 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。

Ⅲ 活化能怎麼求啊

活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea為活化能）

其中K為平衡常數，與吉布斯自由能關系：△G=RTlnK

而△G=△H-T△S，由這三個關系式，可以得到焓變和活化能的關系。

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。 （阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推導出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能）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。

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化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。

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。

Ⅳ 化學反應速率和反應級數及活化能的測定

化學反應速率及活化能的測定實驗報告1.概述化學反應速率用符號J或ξ表示，其定義為：J=dξ/dt（3-1）ξ為反應進度，單位是mol，t為時間，單位是s。所以單位時間的反應進度即為反應速率。dξ=v-1BdnB（3-2）將式（3-2）代入式（3-1）得：J=v-1BdnB/dt式中nB為物質B的物質的量，dnB/dt是物質B的物質的量對時間的變化率，vB為物質B的化學計量數（對反應物vB取負值，產物vB取正值）。反應速率J總為正值。J的單位是mol·s-1。 根據質量作用定律，若A與B按下式反應：aA＋bB→cC＋dD其反應速率方程為：J=kca（A）cb（B）k為反應速率常數。a＋b=nn為反應級數。n=1稱為一級反應，n=2為二級反應，三級反應較少。反應級數有時不能從方程式判定，如：2HI→I2＋H2看起來是二級反應。實際上是一級反應，因為HI→H＋I（慢）HI＋H→H2＋I（快）I＋I→I2（快）反應決定於第一步慢反應，是一級反應。從上述可知，反應級數應由實驗測定。反應速率的測定測定反應速率的方法很多，可直接分析反應物或產物濃度的變化，也可利用反應前後顏色的改變、導電性的變化等來測定，如： 可通過分析溶液中Cl-離子濃度的增加，確定反應速率，也可利用反應物和產物顏色不同，所導致的光學性質的差異進行測定。從上式還可以看到，反應前後離子個數和離子電荷數都有所改變，溶液的導電性有變化，所以也可用導電性的改變測定反應速率。

Ⅳ 如何測定某一反應的活化能

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.