化學 · 反應速率 · 平衡 / 原理與探索
催化劑與活化能實驗解說
催化劑提供一個活化能較低的途徑，反應物需要克服。透過改變催化途徑和溫度，比較反應速率以及能夠跨越該障礙的粒子比例。反應達到平衡的速度以及平衡時的組成是兩個不同的問題。
它是怎麼工作的？
當勢壘上的粒子數量增加，反應速度加快。在相同的溫度下，K值保持不變。
關鍵關係
k（催化劑）/ k（非催化劑） = exp[(50−Ea)×1000/RT]
嘗試這個實驗
- 選擇催化劑是否存在，並比較它們的勢壘和速率。沒有催化劑，Ea=50，ΔH=-20 kJ/mol。兩種路徑的初始能量和最終能量相同。
- 記錄催化途徑，不使用催化劑，且活化能 (Ea) 為 40 kJ/mol，在 25 °C 處。
- 逐步改變 Ea 或溫度，在催化路徑中。催化劑的存在或不存在，均不影響平衡常數。
解讀結果的依據
催化劑在相同溫度下，會保持哪些量的數值不變？
催化劑降低了正向和逆向反應的活化能。反應物和產物的能量以及ΔH相同，因此K也相同。
模型的範圍與限制
這是一個假設的能量路徑，且 ΔH = -20 kJ/mol。 假設相同的頻率因子 A = 10⁷ s⁻¹. 我們將玻爾茲曼能量分佈簡化為單個能量自由度的模型，即 p(E) = exp(−E/RT)/(RT)。 實際的三維能量分佈、催化劑表面、吸附以及多步反應被忽略。 速率曲線僅涵蓋初始反應物的 A 消耗，而不計算平衡組成。