化學反應的活化能怎麼算

⑴ 使用催化劑時有多個能壘，反應的活化能應以大的那個進行計算

在受動力學限制的化學反應中，活化能 Ea 為活化碰撞的平均摩爾能量與所有碰撞的平均摩爾能量之差；而能壘E為活化絡合物與反應物的零點能之差。

活化絡合物與反應物的零點能之差
定義
能壘大則不易形成活化的中間產物，反應難以進行。能壘E為活化絡合物與反應物的零點能之差，是不同於活化能的。一般的化學反應都是在等溫等壓下進行，自發跟非自發是看delta G也就是吉布斯自由能變。 無論哪種，要突破能壘，也就是活化能，都是因為要經歷一個過渡態（transient， or say， transition state)。 自發跟非自發說的是熱力學(thermodynamics)， 活化能高低說的是動力學 (kinetics)。
活化分子含有的能參加化學反應的最低限度的能量，稱為化學反應的能壘，或稱能閾或能障。
烴分子尺寸及其與擴散能壘關系的初步
依次採用分子力學、分子動力學、量子力學方法計算得到烴分子的最低能量構象，獲得了分子的三維尺寸，並與 動力學直徑進行了對比分析，並初步研究了烴分子尺寸與在MFI、FAU分子篩中擴散能壘的關系。結果表明，在分子篩催化研究中用三維尺寸描述烴分子大小比用動力學直徑更合理。與環烷烴、芳烴分子相比，長鏈烷烴分子結構柔性較大，長鏈烷烴分子尺寸不能只考慮其最低能量構象的尺寸，還應考慮分子構象的動力學變化。在同一分子篩中，隨烴分子最小截面尺寸的增加，擴散能壘增大；同一分子在MFI分子篩中的擴散能壘大於在FAU分子篩中的擴散能壘。研究結果對於探索分子篩擇形催化機理具有一定的理論價值 。

⑵ 已知一可逆反應正反應的活化能，怎樣求逆反應的活化能

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。
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。
對基元反應，反應活化能即基元反應的活化能。對復雜的非基元反應，反應活化能是總包反應的的表觀活化能，即各基元反應活化能的代數和。
絕大部分的反應都存在可逆性，一些反應在一般條件下並非可逆反應，而改變條件（如將反應物置於密閉環境中、高溫反應等等）會變成可逆反應。
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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）。
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。
書寫可逆反應的化學方程式時，應用雙箭頭表示，箭頭兩邊的物質互為反應物、生成物。通常將從左向右的反應稱為正反應，從右向左的反應稱為逆反應。
可逆反應中的兩個化學反應，在相同條件下同時向相反方向進行，兩個化學反應構成一個對立的統一體。在不同條件下能向相反方向進行的兩個化學反應不能稱為可逆反應。
參考資料來源：搜狗網路——可逆反應
參考資料來源：搜狗網路——反應活化能

⑶ 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。

⑷ 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）。

⑸ 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。

⑹ 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/

⑺ 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

⑻ 化學中怎樣計算多步反應的活化能比如下圖中的b

E1和E2分別是兩部反應的活化能，而總的活化能只是E1，可以這么理解，E1比E2大，能量都達到E1了E2肯定能進行了。所以只需要E1的能量。

⑼ 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

⑽ 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。