目錄1拼音2註1拼音huóhuànéng
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對於元反應，阿倫尼烏斯公式中的活化能(Ea)是活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差。根據碰撞理論，分子碰撞的劇烈程度不取決於分子A和B的總運動能量，而取決於它們在質心連線方向上的相對運動能量。只有當這個能量超過壹定值(稱為臨界能量εc)時，反應才能發生，碰撞理論稱ε c× NA = EC為反應的活化能(NA為阿伏伽德羅常數)。目前，活化能的定義還沒有完全統壹。隨著反應速率理論的發展，人們對這壹概念的理解也在不斷加深。反應的活化能由反應物的分子性質決定，也與分子的內部結構密切相關。不同的反應有不同的活化能(Ea)，Ea越低，反應進行得越快。在正常反應溫度下，大多數反應的活化能在40 ~ 400 kj/mol範圍內。壹般中和反應EA小於Ea<40kJ/mol，所以中和反應速率很高，很難用通常的方法測定。活化能的實驗測定通常由阿倫尼烏斯公式的不定積分形式獲得。
只要測出幾個不同溫度下的反應速率常數k，將lnk對1/T作圖得到壹條直線，由它的斜率ea/r就可以得到活化能ea(斜率)×R(R為氣體常數)。
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