活化能,活化分子与反应速率有什么关系?

活化能，活化分子与反应速率有什么关系~

活化能、活化分子与反应速率的关系：活化能是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值，活化能是化学反应中由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。活化分子浓度越大则反应速率越快。
活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数。在分子数确定时，活化分子百分数增大，有效碰撞的次数增多，反应速率加快。活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，破坏分子内部原子之间的“结合力” ，从而导致反应物分子破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。

扩展资料
反应速率的影响因素：
1、有效碰撞
反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞。碰撞的频率越高，则化学反应速率就越大。
2、内部因素
不同的化学反应具有不同的反应速率，影响反应速率的主要因素是内因，即参加反应的物质本身的性质。内因是参加反应的物质的性质和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。
3、外部因素
当物质确定时 （即内因固定），在同一反应中，影响反应速率的因素是外因，即外界条件，主要有温度、浓度、压强、催化剂等。

参考资料来源：百度百科-反应速率
百度百科-活化分子
百度百科-活化能

活化能的大小与反应速率相关,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。
活化能是指化学反应中，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。

活化能 活化能(activation energy) 活化能的定义 活化能是指化学反应中，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。 活化能的大小与反应速率相关，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。 化学反应的活化能 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图，如图1所示。从图1可以看出，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。 图1中，Ea表示分子的平均能量，Ec是活化分子具有的最低能量，能量等于或高于Ec的分子可能产生有效碰撞。活化分子具有的最低能量Ec与分子的平均能量Ea之差叫活化能。 不同的反应具有不同的活化能。反应的活化能越低，则在指定温度下活化分子数越多，反应就越快。 不同温度下分子能量分布是不同的。图2是不同温度下分子的能量分布示意图。当温度升高时，气体分子的运动速率增大，不仅使气体分子在单位时间内碰撞的次数增加，更重要的是由于气体分子能量增加，使活化分子百分数增大。图2中曲线t1表示在t1温度下的分子能量分布，曲线t2表示在t2温度下的分子能量分布(t2＞t1)。温度为t1时活化分子的多少可由面积A1反映出来；温度为t2时，活化分子的多少可由面积A1+A2反映出来。从图中可以看到，升高温度，可以使活化分子百分数增大，从而使反应速率增大。 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。温度对反应速率有显著影响，而温度主要靠影响Ea而改变反应速率。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： κ＝Ae-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。对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能Ea定义为： Ea＝RT2（dlnκ／dT）（2） 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。 式（1）可写成：lnκ＝lnA－Ea／RT（3）根据式（3），由实验测出不同温度下的κ值，若将lnκ对1／T作图，即可由所得直线的斜率求出Ea值。也可将由实验归纳出的κ与T的经验关系式直接代入式（2）求得Ea值。 对于复合反应，由上述实验方法求出的Ea值只是表观值，没有实际的物理意义。 阿仑尼乌斯（S．A．Arrhenius）发现化学反应的速度常数k和绝对温度T之间有d（lnk）/dt=Ea/RT2的关系。这里的Ea就是活化能。假若把上式积分得到lnk=lnA-（Ea/RT），从这个公式可知，在各种温度下求得k值，把lnk对1／T作图（这图称为阿仑尼乌斯图）就得到直线，由于直线的斜率是-Ea/R，因而可求得Ea值。活化能的物理意义一般认为是这样：从原反应体系到产物的中间阶段存在一个过渡状态，这个过渡状态和原系统的能量差就是活化能Ea，而且热能RT如不大于Ea，反应就不能进行。也就是原系统和生成物系统之间存在着能垒，其高度相当于活化能。其后埃林（H．Eyring）从过渡状态（也叫做活性络合物）和原系统之间存在着近似的平衡出发，对速度常数k导出了如下的关系：k=k（KT/h）exp（－ΔG*/RT）=k（KT/h）exp（ΔS*/R）exp（-ΔH*/RT）k为通透系数，K是波尔兹曼常数，h是普朗克常数，ΔG*、ΔS*、ΔH*分别为活化自由能、活化熵和活化焓。而且活化自由能与活化焓大致相等。酶促反应主要就是由于降低了活化自由能，从而加快反应速率。
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符疯婴儿： 活化能越高,反应速率就越低; 催化剂的能量就能减小活化能,因此也能增加反应速率; 有问题请追问~

皋兰县17825648219： 活化能与化学反应速率活化分子的百分数越大,单位体积内的活化分子数怎么变?单位时间内有效碰撞的次数怎么变?化学反应速率怎么变? - ？
符疯婴儿：[答案] 活化分子百分数越大,在单位内的分子数一定时活化分子数是增加的,单位时间内有效碰撞的次数如是增加的,化学反应的正反应速率和逆反应速率也是增加的,而化学反应速率则无法判断.

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皋兰县17825648219： 为什么化学反应速率越快,活化能越低 - ？
符疯婴儿： 活化能的定义:活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差.活化能越大,活化分子所占的百分数就越小,反应越慢.活化分子的定义:在相同温度下,分子的能量并不完全相同,有些分子的能量高于分子的平均能量,称为活化分子.发生有效碰撞的一定是活化分子,但是活化分子不一定发生有效碰撞.不是反应物分子之间的任何一次直接作用都能发生反应,只有那些能量相当高的分子之间的直接作用才能发生反应. 所以化学反应的活化能越大,反应速率却慢!

皋兰县17825648219： 能否改变反应的活化能来加快反应速率 - ？
符疯婴儿：[答案] 可以的,降低分子活化能等于降低活化分子的壁垒,一些本来无法越过壁垒的分子可以越过,从而增加活化分子的数量,根据阿伦尼乌斯公式k=exp(-E/RT),温度一定时,分子活化能越大,反应速率常数越大,而r=k(C1^n1)(C2^n2)中,反应物组分不...

皋兰县17825648219： 降低反应的活化能可增大活化分子 - ---,从而加快反应速度. - ？
符疯婴儿： 数量 或者 比例 都可以.活化能可以理解成反应所需要的“门槛”.分子的能量有一个固定的分布,当这个“门槛”降低以后,可参与反应的分子即活化分子就多了,就加快了反应速度.