Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции Ea.
Уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:
E a = − R T ln (k A) {\displaystyle E_{a}=-RT\ln \left({\frac {k}{A}}\right)},
где k — константа скорости реакции, A {\displaystyle A} — фактор частоты для реакции, R {\displaystyle R} — универсальная газовая постоянная, T {\displaystyle T} — температура в кельвинах.
С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера.
Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике для приближённых вычислений кроме уравнения Аррениуса используют правило Вант-Гоффа: повышение температуры на 10 К увеличивает для большинства реакций скорость в 2-4 раза. Математически это означает, что скорость реакции зависит от температуры степенным образом:
|
|
w (T 2) w (T 2) = γ T 2 − T 1 10 {\displaystyle {\mathsf {{\frac {w(T_{2})}{w(T_{2})}}=\gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}}}}
где γ {\displaystyle \gamma } — температурный коэффициент скорости (его значение лежит в интервале от 2 до 4). Правило Вант-Гоффа является весьма грубым и применимо только в очень ограниченном интервале температур: от 10 до 400 ˚С, а также при энергии активации от 60 до 120 кДж/моль. Правило Вант-Гоффа не работает с крупными молекулами.