在化学中，将原子或分子活化到可以产生化学转化或物理传输的状态所需的最小能量称为活化能，Ea 。在过渡态理论中，活化能是活性或过渡态构型中的原子或分子与初始构型中的原子或分子之间的能量含量差异。几乎总是，反应状态发生在比反应产物（反应物）更高的能级。因此，活化能总是具有正值。无论反应是否吸收能量（吸能或吸热）或产生它（放热或放热）。
活化能是Ea 的简写。Ea 单位最常见的单位是千焦每摩尔 (kJ/mol) 和千卡每摩尔(kcal/mol)。
Arrhenius Ea 方程
Svante Arrhenius 是一位瑞典科学家，他在 1889 年证明了活化能的存在，并开发了以他的名字命名的方程式。Arrhenius 方程描述了温度和反应速率之间的相关性。这种关系对于计算化学反应的速度至关重要，最重要的是，计算这些反应发生所需的能量。
在Arrhenius方程中，K是反应速率系数（反应速率），A 是分子碰撞频率的因子，e 是常数（约等于2.718）。 另一方面，Ea 是活化能，R 是通用气体常数（每摩尔温度升高的能量单位）。最后，T代表绝对温度，以开氏度为单位测量。
因此，Arrhenius 方程表示为 k= Ae^(-Ea/RT)。然而，与许多方程式一样，它可以重新排列以计算不同的值。然而，不必知道 A 的值来计算活化能 (Ea)，因为这可以根据作为温度函数的反应速率系数的变化来确定。
Ea的化学意义
所有分子都具有少量的能量，可以是动能或势能的形式。当分子碰撞时，它们的动能会破坏甚至破坏化学键，这就是发生化学反应时发生的情况。
如果分子运动缓慢，即动能很小，它们要么不会与其他分子发生碰撞，要么因为它们很弱而不会产生任何反应。如果分子以错误或不正确的方向碰撞，也会发生同样的情况。然而，如果分子移动得足够快并且方向正确，就会发生成功的碰撞。这样，碰撞时的动能就会大于最小能量，碰撞后就会发生反应。即使是放热反应也需要最少的能量才能开始。正如我们之前解释的那样，最低能量需求称为活化能。
了解有关物质活化能的数据意味着可以保护我们的环境。换句话说，如果我们知道，根据分子的特性，可以产生化学反应，我们就不能采取行动，例如，可能会引起火灾。例如，知道如果将蜡烛放在书上（蜡烛的火焰会提供活化能），书会着火，我们会小心不要让蜡烛的火焰蔓延到书的纸上。
催化剂和活化能
催化剂提高反应速率的方式与用于相同目的的其他方法略有不同。催化剂的作用是降低活化能，使较大比例的粒子有足够的能量进行反应。催化剂可以通过两种方式降低活化能：
- 通过调整反应粒子的方向以便更容易发生碰撞，或者通过改变它们的运动速度。
- 与反应物反应形成中间物质，形成产物所需的能量较少。
一些金属，例如铂、铜和铁，可以在某些反应中充当催化剂。在我们自己的身体里有酶是生物催化剂（biocatalysts），有助于加速生化反应。催化剂通常与一种或多种反应物反应形成中间体，然后中间体反应成为最终产物。这种中间物质通常被称为“活性复合物” 。
涉及催化剂的反应示例
以下是涉及催化剂的反应如何进行的理论示例。A和B是反应物，C是催化剂，D是A和B反应的产物。
第一步（反应 1）： A+C → AC
第二步（反应 2）： B+AC → ACB
第三步（反应 3）： ACB → C+D
ACB代表化学中间体。虽然催化剂 (C) 在反应 1 中被消耗，但随后在反应 3 中再次释放，因此有催化剂的总反应为：A+B+C → D+C
由此可见，催化剂在反应结束时释放，完全没有变化。在不考虑催化剂的情况下，总反应将写为：A+B → D
在这个例子中，催化剂提供了一组我们可以称之为“替代反应途径”的反应步骤。催化剂介入的这种途径需要较少的活化能，因此速度更快，效率更高。
Arrhenius方程和Eyring方程
可以使用两个方程式来描述反应速率如何随温度增加。首先，Arrhenius 方程描述了反应速率对温度的依赖性。另一方面，还有这位研究员在1935年提出的艾林方程；他的方程式基于过渡态理论，用于描述反应速率和温度之间的关系。等式是：
k= ( kB T /h) exp(-ΔG ‡ /RT)。
然而，虽然 Arrhenius 方程从现象学上解释了温度和反应速率之间的依赖关系，但 Eyring 方程说明了反应的各个基本步骤。
另一方面，Arrhenius 方程只能应用于气相中的动能，而 Eyring 方程可用于研究气相以及凝聚相和混合相（与此无关的相）中的反应在气相中）。碰撞模型）。同样，Arrhenius 方程基于反应速率随温度升高的经验观察。相反，艾林方程是基于过渡态模型的理论构造。
过渡态理论的原理：
- 过渡态和能垒顶部反应物的状态之间存在热力学平衡。
- 化学反应速率与处于高能过渡态的粒子浓度成正比。
活化能与吉布斯能的关系
尽管艾林方程中也描述了反应速率，但该方程不使用活化能，而是包括过渡态的吉布斯能 (ΔG ‡ )。
由于碰撞分子（即具有足够能量和正确方向的分子）的动能转化为势能，因此活化复合物的能量状态具有正摩尔吉布斯能的特征。吉布斯能量，最初称为“可用能量”，于 1870 年由约西亚·威拉德·吉布斯 (Josiah Willard Gibbs) 发现。这种能量也称为标准活化能。
系统在任何时刻的吉布斯自由能定义为系统的焓减去温度与系统熵的乘积：
G=H-TS。
H是焓，T是温度，S是熵。这个定义系统自由能的方程式能够确定作为特定反应驱动力的焓和熵的相对重要性。现在，焓和熵项对反应自由能的贡献之间的平衡取决于反应发生的温度。用于定义自由能的方程表明，随着温度升高，熵项将变得更加重要： ΔG° = ΔH° – TΔS°。
来源
- 布雷纳德 (2014)。活化能。在 https://www.ck12.org/
- 阿伦尼安法。（2020）。活化能。
- N. 米切尔 (2018)。乙腈共溶剂体系中乙酸酐水解的艾林活化能分析。
