02 · 化学反应速率整理中

（对应高中课本选择性必修额外部分，基本概念请参见前一课）

活化能与有效碰撞

1.基本概念

活化能

定义：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差
通俗理解：反应物分子要发生反应，必须“跨越”的能量“门槛”——只有能量达到或超过该门槛的分子（即活化分子），才能发生有效碰撞并转化为生成物。
本质：活化能是反应物分子断键、重组为生成物分子过程中，克服分子间作用力、化学键断裂所需的最低能量。

有效碰撞

定义：能发生化学反应的分子碰撞
发生有效碰撞的两个必备条件：碰撞的分子必须是活化分子；碰撞时，空间取向必须合理

2. 与催化剂的关联（重点）

催化剂的作用原理：降低反应的活化能（不改变反应物、生成物的总能量，也不改变反应热）；
具体影响：活化能降低后，更多普通分子转化为活化分子，活化分子百分数显著增大，有效碰撞频率大幅提高，反应速率加快
注意： ①催化剂只能降低 “正、逆反应的活化能”，且降低幅度相同，不改变正、逆反应速率的比值，也不影响平衡移动。

3. 与温度的关联

具体影响：分子能量升高后，更多普通分子因达到能量门槛转化为活化分子，活化分子百分数显著增大，分子碰撞频率同时提高，有效碰撞频率大幅提高，反应速率加快

4. 与压强的关联

体积缩小导致浓度增大后，单位体积内的分子总数增加，单位体积内的活化分子数目相应增多，有效碰撞频率提高，反应速率加快

反应速率常数与阿伦尼乌斯公式

反应速率常数（通常用 k 表示）是化学反应动力学中的一个核心参数。它定量描述了在给定温度下，反应物转化为产物的固有快慢程度，k 值越大，反应速率越快。
可以通过阿伦尼乌斯方程描述，其中 $E_{a}$ 是活化能， $A$ 是指前因子（常数）， $R$ 是气体常数， $T$ 是热力学温度：

k = A e^{- \frac{E_{a}}{R T}}

用于实验图象的另一写法：

\ln k = \ln A - \frac{E_{a}}{R T}

可见， $\ln k$ ∝ $\frac{1}{T}$ ，图线斜率越大，活化能越大