活化能意义

阿仑尼乌斯（S．A．Arrhenius）的研究揭示了化学反应速率常数k与绝对温度T之间的关系，表现为d(lnk)/dt=E/RT²。这里的E，即我们所说的活化能，是反应过程中关键的能量参数。通过积分得到lnk=lnA-（E/RT）的公式，我们可以通过在不同温度下测量k值，然后绘制lnk与1/T的图（即阿仑尼乌斯图），观察得到的直线斜率，这个斜率等于-E/R，从而计算出活化能的数值。

活化能的物理意义通常解释为：在从初始反应体系转化为产物的过程中，存在一个过渡状态，该状态与原始体系的能量存在一个差异，这个差异即为活化能E。当热能RT小于活化能E时，反应就无法进行，因为它需要跨越一个能垒，这个能垒的高度与活化能相当。此后，埃林（H．Eyring）基于过渡状态（活性络合物）与原系统的动态平衡理论，进一步发展了对k的描述，得出的关系式为:

k=k'(KT/h)exp(-ΔG*/RT)=k'(KT/h)exp(ΔS*/R)exp(-ΔH*/RT)

其中，k'是透通系数，K是波尔兹曼常数，h是普朗克常数，ΔG*、ΔS*和ΔH*分别代表活化自由能、活化熵和活化焓。值得注意的是，活化自由能与活化焓在很大程度上是等价的。酶促反应的高效性主要体现在通过降低活化自由能，使得反应更易于进行。

扩展资料

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。