化学反应的活化能怎么算

⑴ 使用催化剂时有多个能垒，反应的活化能应以大的那个进行计算

在受动力学限制的化学反应中，活化能 Ea 为活化碰撞的平均摩尔能量与所有碰撞的平均摩尔能量之差；而能垒E为活化络合物与反应物的零点能之差。

活化络合物与反应物的零点能之差
定义
能垒大则不易形成活化的中间产物，反应难以进行。能垒E为活化络合物与反应物的零点能之差，是不同于活化能的。一般的化学反应都是在等温等压下进行，自发跟非自发是看delta G也就是吉布斯自由能变。 无论哪种，要突破能垒，也就是活化能，都是因为要经历一个过渡态（transient， or say， transition state)。 自发跟非自发说的是热力学(thermodynamics)， 活化能高低说的是动力学 (kinetics)。
活化分子含有的能参加化学反应的最低限度的能量，称为化学反应的能垒，或称能阈或能障。
烃分子尺寸及其与扩散能垒关系的初步
依次采用分子力学、分子动力学、量子力学方法计算得到烃分子的最低能量构象，获得了分子的三维尺寸，并与 动力学直径进行了对比分析，并初步研究了烃分子尺寸与在MFI、FAU分子筛中扩散能垒的关系。结果表明，在分子筛催化研究中用三维尺寸描述烃分子大小比用动力学直径更合理。与环烷烃、芳烃分子相比，长链烷烃分子结构柔性较大，长链烷烃分子尺寸不能只考虑其最低能量构象的尺寸，还应考虑分子构象的动力学变化。在同一分子筛中，随烃分子最小截面尺寸的增加，扩散能垒增大；同一分子在MFI分子筛中的扩散能垒大于在FAU分子筛中的扩散能垒。研究结果对于探索分子筛择形催化机理具有一定的理论价值 。

⑵ 已知一可逆反应正反应的活化能，怎样求逆反应的活化能

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。
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。
绝大部分的反应都存在可逆性，一些反应在一般条件下并非可逆反应，而改变条件（如将反应物置于密闭环境中、高温反应等等）会变成可逆反应。
(2)化学反应的活化能怎么算扩展阅读：
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）。
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。
书写可逆反应的化学方程式时，应用双箭头表示，箭头两边的物质互为反应物、生成物。通常将从左向右的反应称为正反应，从右向左的反应称为逆反应。
可逆反应中的两个化学反应，在相同条件下同时向相反方向进行，两个化学反应构成一个对立的统一体。在不同条件下能向相反方向进行的两个化学反应不能称为可逆反应。
参考资料来源：搜狗网络——可逆反应
参考资料来源：搜狗网络——反应活化能

⑶ 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）。

(3)化学反应的活化能怎么算扩展阅读：

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。

⑷ 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）。

⑸ 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。

⑹ 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/

⑺ 如何计算多步化学反应的活化能第一步反应活化能是E1,第二部反应活化

1、总活化能不需要计算，那个大就选哪个
2、E1大，总活化能就是E1
3、E2大，总活化能就是E2

⑻ 化学中怎样计算多步反应的活化能比如下图中的b

E1和E2分别是两部反应的活化能，而总的活化能只是E1，可以这么理解，E1比E2大，能量都达到E1了E2肯定能进行了。所以只需要E1的能量。

⑼ 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

⑽ 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。