反應(yīng)活化能定律公式阿倫尼烏斯公式
阿倫尼烏斯公式
非活化分子轉(zhuǎn)變?yōu)榛罨肿铀栉盏哪芰繛榛罨艿挠?jì)算可用阿倫尼烏斯方程求解。阿倫尼烏斯方程反應(yīng)了化學(xué)反應(yīng)速率常數(shù)K隨溫度變化的關(guān)系。在多數(shù)情況下，其定量規(guī)律可由阿倫尼烏斯公式來(lái)描述：
式中：κ為反應(yīng)的速率系（常）數(shù)；Ea和A分別稱為活化能和指前因子，是化學(xué)動(dòng)力學(xué)中極重要的兩個(gè)參數(shù)；R為摩爾氣體常數(shù)；T為熱力學(xué)溫度。
（1）式還可以寫成：
lnk=與-1/T為直線關(guān)系，直線斜率為-Ea/R，截距為 lnA，由實(shí)驗(yàn)測(cè)出不同溫度下的κ值，并將lnκ對(duì)1/T作圖，即可求出E值。
例：由Ea計(jì)算反應(yīng)速率系數(shù)k
當(dāng)已知某溫度下的k和Ea，可根據(jù)Arrhenius計(jì)算另一溫度下的k，或者與另一k相對(duì)應(yīng)的溫度T。
2N2O5(g) = 2N2O4?(g) + O2(g)
已知：T1=298.15K，k1=0.469×10-4s，T2=318.15K，k2=6.29×10-4s。 求：Ea及338.15K時(shí)的k3。
K3=6.12×10-4S
復(fù)雜反應(yīng)中反應(yīng)活化能的定義
在元反應(yīng)中，并不是反應(yīng)物分子的每一次碰撞都能發(fā)生反應(yīng)。S.A.阿倫尼烏斯認(rèn)為，只有“活化分子”之間的碰撞才能發(fā)生反應(yīng)，而活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量的差值即為活化能。近代反應(yīng)速率理論進(jìn)一步指出，兩個(gè)分子發(fā)生反應(yīng)時(shí)必須經(jīng)過(guò)一個(gè)過(guò)渡態(tài)——活化絡(luò)合物，過(guò)渡態(tài)具有比反應(yīng)物分子和產(chǎn)物分子都要高的勢(shì)能，互撞的反應(yīng)物分子必須具有較高的能量足以克服反應(yīng)勢(shì)能壘，才能形成過(guò)渡態(tài)而發(fā)生反應(yīng)，此即活化能的本質(zhì)。
對(duì)于復(fù)合反應(yīng)，由上述實(shí)驗(yàn)方法求出的E值只是表觀值，沒(méi)有實(shí)際的物理意義。
