化学中活化能的定义？

化学中活化能的定义？

可靠性加速模型中活化能的深层理解——化学反应速率理论——分子碰撞理论简介

要深刻理解理解活化能，必须回到无机化学中学习化学动力学基础。

化学反应速率理论是从分子水平研究化学反应速率的快慢及其影响因素，并做出合理的解释。碰撞理论和过渡状态理论是其中两种重要的理论。

1918年英国科学家路易斯（W.C.M.Lewis）首先提出反应速率理论—分子碰撞理论，理论的要点如下：

（1）化学反应发生的必要条件是反应物分子必须发生碰撞，但是反应物分子间的每一次碰撞并非都能导致反应发生。在亿万次的碰撞中，只有极少数的碰撞才是有效的。这种能导致发生化学反应的碰撞称为有效碰撞，能发生有效碰撞的分子称为活化分子。

一定温度下，气体分子具有一定的平均能量，具体到每个分子，则有的能量高些有的低些，只有极少数的分子具有比平均值高得多的能量，它们碰撞时能导致原有化学键破裂而发生反应，这些分子称为活化分子。

图1所示为一定温度条件下气态分子能量的分布曲线，横坐标表示分子能量E，纵坐标表示单位能量间隔的分子分数即ΔN/(N*ΔE)，其中ΔN为能量在E～E+ΔE的分子数，N为分子总数。图中 表示在该温度条件下的分子平均能量，E0是活化分子必须具有的最低能量。 活化能可以理解为使

不同的反应具有不同的活化能。反应的活化能越大，活化分子所占的分数越小，活化分子数目就越少，因而反应速率越小。反之，则反应速率越大。

（2）发生有效碰撞时，反应物分子（即活化分子）必须定位定向碰撞才能发生反应，否则即使以极高的能量碰撞，也可能是无效的。例如，二氧化氮与一氧化碳的反应

只有当NO2中的氧原子与CO中的碳原子靠近，并且沿着N—O…C—O直线方向碰撞，才能发生反应，见图2（a）；如果NO2中氮原子与CO中的碳原子相撞，则不会发生反应，见图2（b）。因此，碰撞的分子只有同时满足了能量要求和适当的碰撞方位时才能发生反应。由于简单碰撞理论的模型过于简化，因此该理论还是粗糙的，其应用具有一定的局限性。尽管如此，它毕竟从分子角度解释了一些实验事实，在反应速率理论的建立和发展中起到了重要作用。分子碰撞理论较好地解释了有效碰撞，但它不能说明反应过程和能量变化，为此，过渡状态理论应运而生。

参考文献