活化能 activation energy
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1959
阿仑尼乌斯（ S． A． Arrhenius）发现化学反应的速度常数 k和绝对温度 T之间有 d（ lnk） /dt=E/RT2 的关系。这里的 E就是活化能。假若把上式积分得到 lnk=lnA-（ E/RT），从这个公式可知，在各种温度下求得 k值，把 lnk对 1／ T作图（这图称为阿仑尼乌斯图）就得到直线，由于直线的斜率是 -E/R，因而可求得 E值。活化能的物理意义一般认为是这样：从原反应体系到产物的中间阶段存在一个过渡状态，这个过渡状态和原系统的能量差就是活化能 E，而且热能 RT如不大于 E，反应就不能进行。也就是原系统和生成物系统之间存在着能垒，其高度相当于活化能。其后埃林（ H． Eyring）从过渡状态（也叫做活性络合物）和原系统之间存在着近似的平衡出发，对速度常数 k导出了如下的关系： k=k（ KT/h） exp（－Δ G /RT） =k（ KT/h） exp（Δ S /R） exp（ -Δ H /RT） k为通透系数， K是波尔兹曼常数， h是普朗克常数，Δ G 、Δ S 、Δ H 分别为活化自由能、活化熵和活化焓。而且活化自由能与活化焓大致相等。酶促反应主要就是由于降低了活化自由能。
