阿倫尼烏斯活化為什麼不一樣

『壹』 活化能解釋下

分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量稱為活化能。
（阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推導出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能）活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。
活化能是指化學反應中,由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。
催化劑降低反應的活化能,即是降低反應所需的條件(溫度,壓強等)

『貳』 活化能的含義

活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。
活化能不等於反應斷鍵所要吸收的能量，分子被活化，並不一定要斷鍵。不同的反應，機理不同，也很少會有反應物分子完全斷鍵的。即使是同一反應，催化劑不同，機理就不同，活化能就不同了。

『叄』 一種分子是不是有一種活化能

活化能是指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。（阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推導出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能）。

活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯（Arrhenius）在1889年引入，用來定義一個化學反應的發生所需要克服的能量障礙。活化能可以用於表示一個化學反應發生所需要的最小能量。反應的活化能通常表示為Ea，單位是千焦耳每摩爾（kJ/mol）。
對一級反應來說，活化能表示勢壘（有時稱為能壘）的高度。活化能的大小可以反映化學反應發生的難易程度。
活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。
化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。影響反應速率的因素分外因與內因：內因主要是參加反應物質的性質；在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。

『肆』 阿倫尼烏斯公式計算活化能

阿倫尼烏斯公式計算活化能：k=Ae-Ea/RT（指數式），k為速率常數，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子也稱頻率因子。
阿倫尼烏斯公式是由瑞典的阿倫尼烏斯所創立的化學反應速率常數隨溫度變化關系的經驗公式。該定律除對所有的基元反應適用外，對於一大批（不是全部）復雜反應也適用。

『伍』 根據阿倫尼烏斯公式，圖片中的△Hm應該是Ea(活化能)才對啊，怎麼可以換呢！

活化能與溫度有關，對凝聚相反應E=摩爾焓變-RT。
而摩爾焓變在溫差不大的情況下可視為保持不變。因此T1溫度下，E1=摩爾焓變-RT1；T2溫度下，E2=摩爾焓變-RT2。然後分別列出兩溫度下的阿倫尼烏斯公式，相比再整理就可以化出答案中式子了。
若是n分子氣相反應則是E=摩爾熵變-nRT，結果一樣。

『陸』 阿侖尼烏斯公式是什麼

公式寫作k=Ae-Ea/RT（指數式）。k為速率常數，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子（也稱頻率因子）。

需要注意，阿倫尼烏斯經驗公式的前提假設認為活化能Ea被視為與溫度無關的常數，在一定溫度范圍內與實驗結果符合，但是由於溫度范圍較寬或是較復雜的反應，lnk與1/T就不是一條很好的直線了。說明活化能與溫度是有關的，阿倫尼烏斯經驗公式對某些復雜反應不適用。

實際應用：

在一定溫度下，反應速率常數K由Z和E決定。由於活化能E是阿倫尼烏斯公式的指數項，對反應速率常數影響極大。例如常溫條件下，活化能每改變5.7kJ/mol，反應速率常數將變化1個數量級。

在阿倫尼烏斯公式中，把活化能E看作是與溫度無關的常數，這在一定的溫度范圍內與實驗結果是相符的，但是如果實驗溫度范圍較寬或對於較復雜的反應，阿倫尼烏斯公式不能與實驗結果相符，這說明活化能與溫度有關。因此採用實驗室加速老化試驗預估彈箭貯存壽命時，須選用合理的加速老化溫度。

『柒』 k的數值不相等,其所對應的活化能是否相同

表觀活化能的概念最早是針對Arrhenius（阿倫尼烏斯）公式k=Ae-Ea/RT中的參量Ea提出的，是通過實驗數據求得，又叫實驗活化能。表觀活化能，因為它是通過實驗數據求得，又叫實驗活化能。
嚴格講Arrhenius（阿倫尼烏斯）活化能Ea應是溫度的函數。考慮到溫度對Ea的影響，其定義式為即等於lnk-1/T曲線斜率的負值乘以R，其中R一般取8.314。
表觀活化能對於基元反應，Ea可賦予較明確的物理意義，即表示活化分子的平均能量與所有分子平均能量的差值。表觀活化能對於復雜反應，如果得到有明確級數的總反應速率方程，總速率常數（又叫表觀速率常數）是各基元步驟的速率常數因次之積。
例如：，則總反應的活化能是各基元反應活化能的代數和，即：a=E1+1/2E2+E-1這時Ea稱為總包反應的表觀活化能

『捌』 阿倫尼烏斯公式是什麼

阿倫尼烏斯公式（Arrhenius equation）是化學術語，是瑞典的阿倫尼烏斯所創立的化學反應速率常數隨溫度變化關系的經驗公式。

該定律除對所有的基元反應適用外，對於一大批（不是全部）復雜反應也適用。公式寫作k=Ae-Ea/RT（指數式）。k為速率常數，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子（也稱頻率因子）。

阿倫尼烏斯公式的適用范圍：

需要注意，阿倫尼烏斯經驗公式的前提假設認為活化能Ea被視為與溫度無關的常數，在一定溫度范圍內與實驗結果符合，但是由於溫度范圍較寬或是較復雜的反應，lnk與1/T就不是一條很好的直線了。說明活化能與溫度是有關的，阿倫尼烏斯經驗公式對某些復雜反應不適用。

阿倫尼烏斯方程一般適用於溫度變化范圍不大的情況，這時A和Ea變化不大，阿倫尼烏斯方程有很好的適用性。若溫度范圍較大，則阿倫尼烏斯方程會產生誤差。

以上內容參考：網路-阿倫尼烏斯公式

『玖』 阿倫尼烏斯活化能與什麼因素有關

根據阿倫尼烏斯公式，可以看出活化能對反應速率的影響

活化能與催化劑相關，催化劑可改變活化能

『拾』 能壘圖怎麼看活化能

綜述：

能壘圖根據溫度看活化能是，當溫度升高時，氣體分子的運動速率增大，不僅使氣體分子在單位時間內碰撞的次數增加，更重要的是由於氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。

活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯（Arrhenius）在1889年引入，用來定義一個化學反應的發生所需要克服的能量障礙。活化能可以用於表示一個化學反應發生所需要的最小能量。反應的活化能通常表示為Ea，單位是千焦耳每摩爾（kJ/mol）。

活化能表示勢壘（有時稱為能壘）的高度。活化能的大小可以反映化學反應發生的難易程度。

活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。

事實上，對基元反應，Ea可以賦予較明確的物理意義。分子相互作用的首要條件是它們必須「接觸」，雖然分子彼此碰撞的頻率很高，但並不是所有的碰撞都是有效的，只有少數能量較高的分子碰撞後才能起作用，Ea表徵了反應分子能發生有效碰撞的能量要求。

而對非基元反應，Ea就沒有明確的物理定義了，它實際上是組成該總包反應的各種基元反應活化能的特定組合。在復雜反應中，Ea稱為該總包反應的表觀活化能（apparent activition energy），A稱為表觀指數前因子（apparent pre-exponetial factor）。