17攻略
放热反应放出的热量就是反应热，逆反应活化能减去正反应活化能就是反应热。
我们可以通过ΔH的大小来判断反应的类型，ΔH0表示吸热反应，ΔH为0表示放热反应。
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。
放热指的是物质在反应过程中同时放岀热量。
活化能指物质在达到反应要求时所需的能量。
可见物质在反应的过程中放热，说明该反应所需的能量较低，所以活化能也就低。
活化能
中文名活化能
英文名activation energy
定义指化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量
定律阿伦尼乌斯公式
英文活化能(activation energy)
英文解释：
Activation Energy: Even chemical reactions that release energy do not always occur spontaneously That's good thing because if they did, the pages of this book might burst into flames The cellulose in paper burns in the presence of oxygen and releases heat and light However, the cellulose will burn only if you light it with a match, which supplies enough energy to get the reaction started Chemists call the energy that is needed to get a reaction started theactivation energy
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。
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。
化学反应
活化能化学反应的活化能
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。[1]
定律阿伦尼乌斯公式
活化能非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：
K=Aexp(-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。
（1）式还可以写成：
lnκ=lnA-Ea/RT（2）lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。
例：由Ea计算反应速率系数k
当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。
2N2O5(g)=2N2O4(g)+O2(g)
已知：T1=29815K,k1=0469×10s
T2=31815K,k2=629×10s
求：Ea及33815K时的k3。
Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol
lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R
K3=612/1000S
对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）
活化能在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。SA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。
对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。
