活化能

活化能 (Activation Energy)
國立臺灣大學化學系學士生丁柏傑/國立臺灣大學化學系陳藹然博士責任編輯

活化能(Activation Energy)，讓化學反應發生所需的最低能量。活化能的大小等於反應活化障壁(Activation barrier)的高度，為一實驗參數，用來描述反應速率和溫度的關係。

氫氣在空氣中點火，會立即劇烈燃燒；但是鐵椅子生鏽，卻不是一天兩天就能發生的事情。由此可以了解，不同的化學反應具有不同的反應速率，而化學家便以速率定律式(Rate law)來描述化學反應速率的大小。以速率定律式的形式為：

rate=k [A]^m[B]ⁿ

其中，[A] 和 [B] 為反應物的濃度，而上頭的指數項m與n，則描述了速率隨濃度的變化程度，須藉由實驗來量測。速率定律式中的k值，稱為反應速率常數(rate constant)，k值越大代表反應速率越快。影響速率常數k值的因素有很多，如：反應系統的溫度、反應物之間碰撞的頻率，以及本文所要介紹的活化能等 等。

活化能這個名詞，最早是在1889年，由瑞典化學家阿瑞尼士(Svante Arrhenius)所提出。一個化學反應要發生，首要條件就是分子之間的碰撞；然而，並非所有的碰撞皆能促使反應進行。唯有擁有足夠能量的反應物分子進 行碰撞，使得分子內原子與原子的鍵結斷裂、重新組合後，化學反應才會發生。故讓反應進行所需的最低能量稱為活化能。

活化能，可以被想像成反應物與產物分別處於自己的最低能量狀態時，彼此間進行互相轉換的能量障礙(Energy barrier)；如果無法越過這個障礙，反應便無法發生。（圖一）而反應的速率，也取決於能越過這個能量障礙的分子數目；這樣的分子數越多，反應速率也 就越快。

圖一、反應 A + B →C+D 的Ea示意圖。

阿瑞尼士在提出活化能的概念時，也以物理模型與定量的數學形式，對活化能進行更完整的描述。這道被稱為阿瑞尼士方程式(Arrhenius equation)的方程式，用來描述反應速率與溫度的數學關係（式一）。

（式一）

E_a便是阿瑞尼士所定義的活化能。阿瑞尼士方程式指出，反應速率與活化能、溫度之倒數皆呈現自然指數的關係。［註1］所以某化學反 應的反應速率常數的對數(ln k)與溫度的倒數(1/T)成直線關係時，表示反應符合「阿瑞尼士行為(Arrhenius behavior)」，這條直線的斜率即為-Ea/R。（圖二）

［註1］ 式子中的e稱為自然指數，在數學上與圓周率一樣屬於超越數，意即它不是任何一個整係數代數方程式的解。e的近似值為2.71828。

參考資料
1. P. W. Atkins, L. L. Jones; “Chemical Principle –The Quest for Insight”, 4th ed.; W. H. Freeman and Company, 2008.
2. WIKIPEDIA–Activation energy http://en.wikipedia.org/wiki/Activation_energy
3. WIKIPEDIA– Arrhenius equation http://en.wikipedia.org/wiki/Arrhenius_equation
4. WIKIPEDIA—e ( mathematical constant) http://en.wikipedia.org/wiki/E_%28mathematical_constant%29