怎麼求化學活化能

『壹』 二級平行反應總活化能怎麼求

您好，您問的是二級平行反應總活化能的求解方法。首先，我們需要知道什麼是二級平行反應總活化能。它是指反逗唯應物和產物之間的能量差，也就是反應的活化能。這個活化能是由反應物和產物的結構、組成、溫度、壓力等因素決定的。接下來，我們來看看如何求解二級平行反應總活化能。

首先，我們需要計算反應物和產物的熱力學性質，包括每個物質的熵和自由能。這些性質可以通過實驗或者計算來獲得。然後，我們可以使用熱力學公式來計算反應物和產物之間的能量差，也就是總活化能。

具體來說，總活化能可以通過以下公山啟培式旁孫來計算：

ΔG = ΔH - TΔS

其中，ΔG表示總活化能，ΔH表示反應的熱化學變化，T表示溫度，ΔS表示反應的熵變化。

因此，我們可以通過計算反應物和產物的熱力學性質，並使用熱力學公式來計算二級平行反應總活化能。希望我的回答可以幫助您解決問題。

『貳』 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

『叄』 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）。

(3)怎麼求化學活化能擴展閱讀：

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。

『肆』 如何計算多步化學反應的活化能第一步反應活化能是E1,第二部反應活化

1、總活化能不需要計算，那個大就選哪個
2、E1大，總活化能就是E1
3、E2大，總活化能就是E2

『伍』 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/

『陸』 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。

『柒』 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.

『捌』 活化能怎麼算呀，有什麼公式呀

△H即焓變
活化能悄碼用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea為活化能）

其中裂物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,可以得到啟源哪焓變和活化能的關系.
希望可以幫到你，謝謝，望採納。

『玖』 活化能計算公式是什麼

活化能計算公式是K=Ae(-E/RT)。

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。

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）。

公式介紹：

反應速率常數公式k=Ae^(-E/(kT))可見它與溫度、活化能有關，而且與因子A有關。其中，活化能是與是否有催化劑有關，因催化劑或光改變了反應路徑同時也降低了活化能。

其次溶劑也對反應速率常數有影響，溶劑的介電常數，溶劑分子的極性對其有影響。溶劑中電位也對其有影響，溶液濃度和壓力則無影響。

『拾』 活化能計算公式是什麼

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）。

相關信息：

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。