如何求化学反应的活化能

① 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）。

(1)如何求化学反应的活化能扩展阅读：

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。

② 已知反应温度反应时间和转化率怎么求反应的活化能

（0）依据图象分析反应物图能量大于生成物图能量，反应放热；放热反应升温时，平衡逆向移动，反应物转化率降低；B历程比A历程反应图活化能低，说明加了催化剂故答案为：放；减小；D；（2）①△H=反应物键能和-生成物键能和，则有436+0 2 一-2×430=-240.一，一=436.4，故答案为：436.4； ②上述反应图化学方程式为三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g），△H=反应物键能和-生成物键能和=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，其热化学方程式为：三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g）△H=-026.lKJ/m三l；上述反应0m三l三2反应转移4m三l电子，反应物图活化能，464.4KJ/m三l+4×430KJ/m三l=2220.4KJ/m三l，所以当有0m三l电子转移时吸收图能量为lll.0KJ，故答案为：三2（g）+4HCl（g）=2Cl2（g）+2H2三（g）△H=-026.lKJ/m三l；lll.0．

③ 阿伦尼乌斯公式计算活化能

阿伦尼乌斯公式计算活化能：k=Ae-Ea/RT（指数式），k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子也称频率因子。
阿伦尼乌斯公式是由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。

④ 大学化学如何计算反应活化能

大学化学如何计算反应活化能
用阿伦尼乌斯公式 k=Ae（－Ea/RT）（其中的（－Ea/RT）是e 的指数），知道
A（指前因子）
k（速率常数）
R（摩尔气体常量）
T（热力学温度）
或者用lgK=A（-Ea/2.30RT）括号内 -Ea/2.30RT 是A的指数

⑤ 求助 请问如何计算催化反应中的催化剂的活化能 急求

铁触煤
热力学计算表明，低温、高压对合成氨反应是有利的，但无催化剂时，反应的活化能很高，反应几乎不发生。当采用铁催化剂时，由于改变了反应历程，降低了反应的活化能，使反应以显着的速率进行。目前认为，合成氨反应的一种可能机理，首先是氮分子在铁催化剂表面上进行化学吸附，使氮原子间的化学键减弱。接着是化学吸附的氢原子不断地跟表面上的氮分子作用，在催化剂表面上逐步生成-NH、-NH2和NH3，最后氨分子在表面上脱吸而生成气态的氨。上述反应途径可简单地表示为:

xFe + N2→FexN

FexN +〔H〕吸→FexNH

FexNH +〔H〕吸→FexNH2

FexNH2 +〔H〕吸FexNH3xFe+NH3

在无催化剂时，氨的合成反应的活化能很高，大约335 kJ/mol。加入铁催化剂后，反应以生成氮化物和氮氢化物两个阶段进行。第一阶段的反应活化能为126 kJ/mol~167 kJ/mol，第二阶段的反应活化能为13 kJ/mol。由于反应途径的改变(生成不稳定的中间化合物)，降低了反应的活化能，因而反应速率加快了。

⑥ 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。

⑦ 活化能计算公式

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）。

⑧ 化学的活化能求解 怎么计算的 急！

2大学化学如何计算反应活化能用阿伦尼乌斯公式 k=Ae（－Ea/2;RT）（其中的（－Ea/，知道 A（指前因子） k（速率常数） R（摩尔气体常量） T（热力学温度）或者用lgK=A（-Ea/RT）是e 的指数）.30RT）括号内 -Ea/

⑨ 如何测定某一反应的活化能

通过测定反应在两个温度下的反应速率常数,用ln (k2/k1) = E/R *( 1/T1 - 1/T2 ),可以估计活化能E的值；如果精确一点儿,可以测量n组的数据,并以 1/T 作横坐标,以 ln k 作纵坐标,用最小二乘法,得到一条直线,直线的斜率为 -E/R,直线的截距为 ln k0.

⑩ 知道某基元反应的焓变,求该正反应的活化能，要如何求

知道某基元反应的焓变,求该正反应的活化能，要如何求
反应放热,故反应物的能量高于生成物的.而活化态能量是一定的,而且正逆都是同一个活化态.设产物能量为0,则反应物的就是216,然后活化能是216+125=341,所以对于逆反应来说,活化能是341.