活化能

设想一个早晨，你有很多任务和有趣的活动安排，但尽管未来几天充满兴奋和忙碌，你却想在床上多待一会儿。或者说，你需要鼓足额外的能量才能起床。但一旦你起来了，你就能轻松地度过一天，这一切都归功于那一小段“能量门槛”帮助你起床。活化能的概念与起床所需的这个“能量门槛”类似，但它并非用于任何物理过程。活化能是化学反应完成过程所需的“能量门槛”。然而，化学或物理学中活化能的实际定义与这种通俗的解释大相径庭。此处仅通过这个例子来阐明活化能的基本概念以及它在化学反应中的作用。本文将介绍活化能的基本细节、与之相关的概念以及活化能的用途。

活化能简介

活化能是物理学和化学中的一个术语，用于定义化学反应中使化合物发生转化所需的最低能量。化学反应的活化能可以看作是势垒的大小，因此它也被称为化学反应的能量势垒。这意味着活化能区分了与初始和最终状态的热力学状态相关的势能面的极小值。瑞典科学家斯万特·阿伦尼乌斯在 1889 年首次引入并使用了活化能这个术语，解释了化学反应的能量势垒概念。化学反应的活化能用符号 **'E_a'** 表示。活化能的单位如下：

1. 千卡/摩尔 (kcal/mol)，
2. 千焦/摩尔 (kJ/mol)，
3. 焦耳/摩尔 (J/mol)

由于活化能与化学过程或化学反应相关，因此该术语在化学中的使用比在物理学中更为普遍。但这并不意味着该术语或活化能的值在物理学领域完全没有用处。活化能在物理学和化学领域都有许多用途，将在本文后面讨论。

阿伦尼乌斯方程与活化能

阿伦尼乌斯提出了一个方程，他在其中阐述了分子的活化能或反应的活化能如何依赖于温度、压力等多种因素。阿伦尼乌斯提出了一个方程，称为阿伦尼乌斯方程，用于定义化学反应速率 (R) 与化学反应所需的活化能 (E_a) 之间的关系。在深入了解阿伦尼乌斯方程并理解其与活化能相关的概念之前，让我们先来看一下阿伦尼乌斯方程的以下简单数学变量形式：

k = Ae^-Ea/(RT)

上述阿伦尼乌斯方程中使用的各项具有以下含义或解释：

(i) k = 'K' 用于表示给定化学反应的反应速率系数

(ii) A = 方程中使用的 'A' 项用于定义用于定义反应常数的指前因子

(iii) e = 'e' 表示方程中的指数值，该值根据化学反应的活化能、气体常数和温度而变化。

(iv) E_a: 上述方程中使用的 'E_a' 项用于表示化学反应的活化能。

(v) R = 'R' 项表示上述方程中特定化学反应的气体常数。

(vi) T = 上述方程中使用的 'T' 项用于表示化学反应的温度，以开尔文 (K) 为单位。

从上述方程可以看出，要找到化学反应的活化能，似乎所有其他表达式都必须已知。但这并不完全正确，因为即使不知道方程的指前因子 (A)，也有可能计算出化学反应的活化能。这在上述阿伦尼乌斯方程的有效范围内是可能的。要计算活化能而不必知道方程的指前因子 (A)，需要记录化学反应在不同阶段的温度变化，并计算反应的速率系数 (R)。

活化能的温度依赖性

化学反应的活化能随反应温度的变化而变化。为了更好地理解化学反应活化能对温度变化的依赖性，首先看阿伦尼乌斯方程的以下形式：

E_a = RT Log[A/k]

根据阿伦尼乌斯方程的这种形式，我们可以直接得出活化能与化学反应温度的以下关系（当反应速率恒定时）：

E_a ∝ T

这意味着化学反应的活化能直接随反应温度的变化而变化。而且，如果反应速率恒定，则可以通过温度变化来计算反应的活化能。这是因为任何化学反应的气体常数都是一个恒定值，它不随反应其他因素的变化而变化。同时，当反应温度恒定时，活化能与反应速率系数成反比。

负活化能

在某些情况下，甚至可以看到化学反应的活化能随温度升高而降低。这通常发生在化学反应温度急剧升高时。回到阿伦尼乌斯方程，为了使速率常数在方程中与指数关系的增加相匹配，反应的活化能会产生一个负值。典型的无势垒反应，即通常表现出负活化能的基本反应类型，遵循分子在势阱中的捕获，反应的进行依赖于此。温度的急剧升高会降低碰撞分子相互捕获的概率（由于擦碰碰撞），这通过反应截面来表示。在化学反应中看到这种现象的可能性会随着温度的升高而降低。

注意：不导致反应的分子碰撞类型，即由于反应动量较高而将碰撞粒子带出势阱的碰撞，称为擦碰碰撞。

活化能的用途

活化能在计算启动化学反应或任何其他物理过程之前需要了解的因素方面起着至关重要的作用。尽管活化能术语在许多地方都有使用，但确定许多重要因素并推导出许多物理和化学过程的关键数据至关重要。以下是计算活化能需要或用作推导物理过程重要信息因素的一些领域或领域：

(i) 反应速率的计算

(ii) 维持化学反应平衡所需的温度

(iii) 热力学中的应用

(iv) 也适用于核能

(v) 确定化学反应的性质

以及各种其他物理和化学现象。