化学反应活化能大约为多少

① 大学化学实验过硫酸根与碘离子反应活化能数值是多少

活化能是95kJ每摩尔,级数是2,r=k[S2O8][I],指数都是1

② 如何计算反应活化能

实验证明，只有发生碰撞的分子的能量等于或超过某一定的能量Ec(可称为临界能)时，才可能发生有效碰撞。具有能量大于或等于Ec的分子称为活化分子。
在一定温度下，将具有一定能量的分子百分数对分子能量作
活化能原理原则上来说，反应物分子的能量可以从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的分子数相当多。这种具有不同能量的分子数和能量大小的对应关系图，叫做一定温度下分子能量分布曲线图。
阿伦尼乌斯公式
非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：
K=Aexp(-Ea/RT) （1）
式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。
（1）式还可以写成：
lnκ=lnA-Ea/RT （2）
lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。
例：由Ea计算反应速率系数k
当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度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时的k3。
Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol
lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R
K3=6.12/1000S
对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：
E=RT2（dlnκ/dT）（3）
在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。
对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

③ 什么是活化能

活化能是指化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。以酶和底物为例，二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能，因此不是说活化能存在于细胞中，而是细胞中的某些能量为反应提供了所需的活化能。
活化能的大小与反应速率相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能(实际上是通过改变反应途径的方式降低活化能)来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行。

④ 化学～生物…活化能

通俗地讲，两种物质发生反应，比如碳还原氧化铜，常温不反应，高温下才发生反应，意思就是碳和氧化铜在常温下处于一种稳态，很稳定，想让他们两个发生反应，就得给他们能量（即加热），让让他们活跃起来，破坏原来的稳定，才可以发生反应，那么从常温下到他们开始发生反应所施加给他们的能量就是活化能。

⑤ 活化能计算公式是什么

活化能计算公式：K=Ae(-E/RT)→lnt90=-lnA+E/RT，活化能一般是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。

活化能是一个化学名词，又被称为阈能。这一名词是由阿伦尼乌斯在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol）。

相关信息：

化学反应速率与其活化能的大小密切相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能（实际上是通过改变反应途径的方式降低活化能）来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行（或使一些原本很快的生化反应较慢进行）。影响反应速率的因素分外因与内因：内因主要是参加反应物质的性质；在同一反应中，影响因素是外因，即外界条件，主要有浓度、压强、温度、催化剂等。

⑥ 电导法测定乙酸乙酯皂化反应活化能25度时活化能是多少

25度时的活化能是27.1KJ/mol。
分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量称为活化能。 (阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能)活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。
活化能是一个化学名词，又被称为阈能。这一名词是由阿伦尼乌斯(Arrhenius)在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔(kJ/mol)。
活化能表示势垒(有时称为能垒)的高度。活化能的大小可以反映化学反应发生的难易程度。

⑦ 化学反应活化能

活化能是一个化学名词，又被称为阈能。这一名词是由阿伦尼乌斯（Arrhenius）在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol）。
对一级反应来说，活化能表示势垒（有时称为能垒）的高度。活化能的大小可以反映化学反应发生的难易程度。

⑧ 一般离子液体的活化能是多少

反应活化能是动力学研究范畴，它可以用来计算反应速率与反应物、催化剂浓度之间的关系。而实际耗能是热力学范畴，它可以计算反应在什么情况下可以自发发生和反应吸热或放热的大小。由热力学计算出的自发反应不一定能够发生。因为它的反应速率可能很慢，比如氢气和氧气混合，无催化剂在室温下根本无法反应，所以需要动力学计算反应活化能以及频率因子，使反应加快或减慢（通过改变温度或催化剂）。化学动力学是物理化学的一个重要分支学科，其所要探讨的主要课题是从动态角度由宏观唯象到微观分子水平探索化学反应全过程的速率和机理，即研究化学反应过程的速率，化学反应过程中诸内因（结构、性质等）和外因（浓度、温度、催化剂、辐射等）对反应速率（包括方向变化）的影响以及探讨能够解释这种反应速率规律的可能机理，为最优化提供理论根据，以满足生产和科学技术的要求。化学动力学和化学热力学都是物理化学两大重要分支学科，它们各有不同的研究内容。化学热力学的任务是讨论化学过程中能量转化的衡算以及解决在一定条件下进行某一化学反应的方向和限度问题。它讨论体系的平衡性质，不考虑时间因素和过程细节。而化学动力学研究完成化学反应过程所需时间、影响条件以及实现这一过程的具体步骤（机理）。一句话，化学热力学只回答化学反应的可能性问题；而化学动力学才回答化学反应的现实性问题。阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式： k=A*e^(-Ea/RT) 活化分子具有的最低(或平均)动能与分子平均动能的差值，就成为活化能Ea。一般化学反应的活化能在42~420kJ/mol之间。 1. 温度与反应速率呈指数关系，即影响显着； 2. A(指前因子，和何种反应有关)相似的化学反应，活化能相对小的，反应速率相对大； 3. 温度一定，活化能越大的反应，反应速率越小；温度变化时，活化能越大的反应，反应速率变化越大。应用到工业生产中，不仅需要考虑要为反应提供多少能量（热力学），还要考虑反应速率的大小（动力学），否则产品生产速率太低。例如合成氨的反应是一个放热的、气体总体积缩小的可逆反应，在实际生产中，仅仅考虑如何最大限度地提高平衡混合物中NH3的含量问题（化学平衡的移动问题，热力学）还不行，还需要考虑单位时间里的产量问题（化学反应速率问题，动力学）。热力学要求低温高压使反应能够发生，动力学可以考虑加催化剂以加快反应进行。但在低温下反应速率太低，所以动力学要求适当提高温度，但不能太高，否则产率低（热力学原理），故一般控制在500度. 建议你最好看看《物理化学》

⑨ 活化能的单位是什么

所有反应热的单位都是kJ/mol，活化能也是。

反应活化能是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。 对基元反应，反应活化能即基元反应的活化能。对复杂的非基元反应，反应活化能是总包反应的的表观活化能，即各基元反应活化能的代数和。

活化能是指化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。以酶和底物为例，二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能，因此不是说活化能存在于细胞中，而是细胞中的某些能量为反应提供了所需的活化能。

⑩ 一个化学反应方程的活化能怎么计算

正反应活化能减去该反应的焓变可得逆反应的活化能（焓变正负号要带上）。例如若一个反应正向活化能为20，反应△H=-10，则该反应逆向活化能为30（单位：kj/mol）。注意应用此方法的前提是该反应是一级反应，即没有过渡态一次成型的反应。

化学反应速率与其活化能的大小密切相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能（实际上是通过改变反应途径的方式降低活化能）来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行（或使一些原本很快的生化反应较慢进行）。

(10)化学反应活化能大约为多少扩展阅读：

注意事项：

使用催化剂后，反应的活化能降低。在提供相同能量的基础上，就能够使更多的普通分子获得较少的能量变成活化分子，单位体积活化分子数增多，有效碰撞增多，化学反应速率就更快了。

从反应物平均能量到抛物线最高点对应能量的差值就是活化能，也是反应物断键所需要吸收的能量，从抛物线最高点对应的能量到生成物平均能量就是生成物形成新键时所需释放的能量。