活化能是一个化学名词,又被称为阈能。这一名词是由阿伦尼乌斯(Arrhenius)在1889年引入,用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。反应的活化能通常表示为Ea,单位是千焦耳每摩尔(kJ/mol)。对一级反应来说,活化能表示势垒(有时称为能垒)的高度。活化能的大小可以反映化学反应发生的难易程度。在Arrhenius提出活化能概念之前,人们对溶液反应曾总结出这样一个规则:溶液温度每升高10℃,反应速率将成倍增加。并且,在1878年,由英国科学家Hood最早通过实验归纳出一经验关系式:lgk=B-C/T式中B、C是经验常数。随后,范特霍夫于1884年在讨论温度对化学反应平衡常数影响的基础上,首先对上式作出了初步的理论说明。他从热力学严格地导出了描述温度与化学平衡常数K之间关系的方程式,对于溶液反应Kc可写成:dlnKc/dT= ⊿U/RT^2并导出了温度与反应速率常数之间的关系式:dlnk/dT=(A/RT^2)+I不过他没有给出A的物理意义以及确定的 I方法,因此当时没能引起人们的重视1889年,Arrhenius 通过大量实验与理论的论证,揭示了反应速率与温度的关系Arrhenius经验公式,其形式如下:指数式 k=Ae^-Ea/RT对数式 lnk=lnA-Ea/RT微分式 dlnKc/dT= ⊿U/RT^2