阿伦尼乌斯活化为什么不一样

‘壹’ 活化能解释下

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称为活化能。
（阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）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。
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。
催化剂降低反应的活化能,即是降低反应所需的条件(温度,压强等)

‘贰’ 活化能的含义

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。
活化能不等于反应断键所要吸收的能量，分子被活化，并不一定要断键。不同的反应，机理不同，也很少会有反应物分子完全断键的。即使是同一反应，催化剂不同，机理就不同，活化能就不同了。

‘叁’ 一种分子是不是有一种活化能

活化能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。（阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）。

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。
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。
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）。影响反应速率的因素分外因与内因：内因主要是参加反应物质的性质；在同一反应中，影响因素是外因，即外界条件，主要有浓度、压强、温度、催化剂等。

‘肆’ 阿伦尼乌斯公式计算活化能

阿伦尼乌斯公式计算活化能：k=Ae-Ea/RT（指数式），k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子也称频率因子。
阿伦尼乌斯公式是由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。

‘伍’ 根据阿伦尼乌斯公式，图片中的△Hm应该是Ea(活化能)才对啊，怎么可以换呢！

活化能与温度有关，对凝聚相反应E=摩尔焓变-RT。
而摩尔焓变在温差不大的情况下可视为保持不变。因此T1温度下，E1=摩尔焓变-RT1；T2温度下，E2=摩尔焓变-RT2。然后分别列出两温度下的阿伦尼乌斯公式，相比再整理就可以化出答案中式子了。
若是n分子气相反应则是E=摩尔熵变-nRT，结果一样。

‘陆’ 阿仑尼乌斯公式是什么

公式写作k=Ae-Ea/RT（指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子（也称频率因子）。

需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。

实际应用：

在一定温度下，反应速率常数K由Z和E决定。由于活化能E是阿伦尼乌斯公式的指数项，对反应速率常数影响极大。例如常温条件下，活化能每改变5.7kJ/mol，反应速率常数将变化1个数量级。

在阿伦尼乌斯公式中，把活化能E看作是与温度无关的常数，这在一定的温度范围内与实验结果是相符的，但是如果实验温度范围较宽或对于较复杂的反应，阿伦尼乌斯公式不能与实验结果相符，这说明活化能与温度有关。因此采用实验室加速老化试验预估弹箭贮存寿命时，须选用合理的加速老化温度。

‘柒’ k的数值不相等,其所对应的活化能是否相同

表观活化能的概念最早是针对Arrhenius（阿伦尼乌斯）公式k=Ae-Ea/RT中的参量Ea提出的，是通过实验数据求得，又叫实验活化能。表观活化能，因为它是通过实验数据求得，又叫实验活化能。
严格讲Arrhenius（阿伦尼乌斯）活化能Ea应是温度的函数。考虑到温度对Ea的影响，其定义式为即等于lnk-1/T曲线斜率的负值乘以R，其中R一般取8.314。
表观活化能对于基元反应，Ea可赋予较明确的物理意义，即表示活化分子的平均能量与所有分子平均能量的差值。表观活化能对于复杂反应，如果得到有明确级数的总反应速率方程，总速率常数（又叫表观速率常数）是各基元步骤的速率常数因次之积。
例如：，则总反应的活化能是各基元反应活化能的代数和，即：a=E1+1/2E2+E-1这时Ea称为总包反应的表观活化能

‘捌’ 阿伦尼乌斯公式是什么

阿伦尼乌斯公式（Arrhenius equation）是化学术语，是瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。

该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。公式写作k=Ae-Ea/RT（指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子（也称频率因子）。

阿伦尼乌斯公式的适用范围：

需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。

阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差。

以上内容参考：网络-阿伦尼乌斯公式

‘玖’ 阿伦尼乌斯活化能与什么因素有关

根据阿伦尼乌斯公式，可以看出活化能对反应速率的影响

活化能与催化剂相关，催化剂可改变活化能

‘拾’ 能垒图怎么看活化能

综述：

能垒图根据温度看活化能是，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。

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）。

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。

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。

事实上，对基元反应，Ea可以赋予较明确的物理意义。分子相互作用的首要条件是它们必须“接触”，虽然分子彼此碰撞的频率很高，但并不是所有的碰撞都是有效的，只有少数能量较高的分子碰撞后才能起作用，Ea表征了反应分子能发生有效碰撞的能量要求。

而对非基元反应，Ea就没有明确的物理定义了，它实际上是组成该总包反应的各种基元反应活化能的特定组合。在复杂反应中，Ea称为该总包反应的表观活化能（apparent activition energy），A称为表观指数前因子（apparent pre-exponetial factor）。