活化能 基本定义 活化能（Activation Energy）是化学反应发生所需克服的最小能量壁垒，由瑞典化学家阿伦尼乌斯在1889年提出。其数学表达式为阿伦尼乌斯方程 \( k = A e^{-E_ a/(RT)} \)，其中 \( E_ a \) 即活化能，单位通常为千焦/摩尔（kJ/mol）。 物理意义 反应物分子需获得足够能量（通常通过碰撞）才能达到“过渡态”（活化复合物），此时旧键断裂、新键形成。活化能越高，反应越难发生。例如：氢气与氧气在室温下混合但不反应，因活化能较高（约200 kJ/mol），需点燃或催化剂降低能垒。 与反应速率的关系 温度影响 ：升高温度使更多分子能量超过 \( E_ a \)，反应速率呈指数增长（每升温10K，速率约翻倍）。 能垒方向性 ：正逆反应活化能之差等于反应热（\( E_ a - E_ a' = \Delta H \)），吸热反应活化能大于放热反应。 实验测定方法 通过测量不同温度下的反应速率常数 \( k \)，作 \(\ln k\) 对 \( 1/T \) 的图（阿伦尼乌斯图），斜率即为 \( -E_ a/R \)，可计算活化能值。 催化剂的作用 催化剂通过提供替代反应路径降低活化能，但不改变反应热力学平衡。例如酶使生化反应活化能从75 kJ/mol降至25 kJ/mol，速率提高千万倍。 微观解释（能垒起源） 活化能来源于分子间斥力（电子云重叠）、键能变化及空间位阻。量子化学计算可模拟过渡态结构，验证活化能与分子取向、振动模式的关系。