化学反应活化能怎么测

Ⅰ 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）。

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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。

Ⅱ 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。

Ⅲ 活化能怎么求啊

活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）

其中K为平衡常数，与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK

而△G=△H-T△S，由这三个关系式，可以得到焓变和活化能的关系。

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。 （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。

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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。

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。

Ⅳ 化学反应速率和反应级数及活化能的测定

化学反应速率及活化能的测定实验报告1.概述化学反应速率用符号J或ξ表示，其定义为：J=dξ/dt（3-1）ξ为反应进度，单位是mol，t为时间，单位是s。所以单位时间的反应进度即为反应速率。dξ=v-1BdnB（3-2）将式（3-2）代入式（3-1）得：J=v-1BdnB/dt式中nB为物质B的物质的量，dnB/dt是物质B的物质的量对时间的变化率，vB为物质B的化学计量数（对反应物vB取负值，产物vB取正值）。反应速率J总为正值。J的单位是mol·s-1。 根据质量作用定律，若A与B按下式反应：aA＋bB→cC＋dD其反应速率方程为：J=kca（A）cb（B）k为反应速率常数。a＋b=nn为反应级数。n=1称为一级反应，n=2为二级反应，三级反应较少。反应级数有时不能从方程式判定，如：2HI→I2＋H2看起来是二级反应。实际上是一级反应，因为HI→H＋I（慢）HI＋H→H2＋I（快）I＋I→I2（快）反应决定于第一步慢反应，是一级反应。从上述可知，反应级数应由实验测定。反应速率的测定测定反应速率的方法很多，可直接分析反应物或产物浓度的变化，也可利用反应前后颜色的改变、导电性的变化等来测定，如： 可通过分析溶液中Cl-离子浓度的增加，确定反应速率，也可利用反应物和产物颜色不同，所导致的光学性质的差异进行测定。从上式还可以看到，反应前后离子个数和离子电荷数都有所改变，溶液的导电性有变化，所以也可用导电性的改变测定反应速率。

Ⅳ 如何测定某一反应的活化能

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.