活化能形勢圖

關於這個模擬實驗

活化能形勢圖將教科書中的 2D 反應坐標圖轉化為動態的 3D 位能山隘。左側谷地中的反應物小球汲取由溫度按比例縮放的熱動能，並嘗試翻越過渡態鞍點（活化錯合物）進入右側的生成物谷地。動能低於有效活化能（Ea）的分子會滾回反應物谷地，而能量高超的分子則能登上山峰並轉化為金色的生成物。學生可以垂直拖曳發光的紫色過渡態峰值，將 ΔH 從強放熱（-60 kJ/mol）調整至吸熱（+60 kJ/mol），或者啟用綠色鉑催化劑方塊，將能壘降低近一半，從而觀察反應速率急劇上升。

學生可以探索什麼

向上拖曳紫色過渡態峰值，將未催化 Ea 增加至 110 kJ/mol，並觀察大部分藍色反應物小球如何在沒有反應的情況下滾落。
點擊綠色催化劑方塊（或切換催化劑途徑），觀察山隘下降，而紅色參考曲線維持在原本的未催化高度。
將溫度滑塊從 260 K 提高到 580 K，並觀察成功碰撞的百分比如何根據阿henius 方程式呈指數上升。
將焓變 ΔH 從 -45 kJ/mol（放熱，低生成物谷地）滑動至 +45 kJ/mol（吸熱，高生成物谷地），並驗證催化劑會在不改變 ΔH 的情況下改變 Ea。
按下「發射反應物波」，送出一簇高能量的相撞分子跨越過渡態。

學習目標

1在位能反應坐標圖上定義活化能（Ea）和過渡態（活化錯合物）。
2解釋提高溫度如何透過提高能量大於或等於 Ea 的碰撞分數來增加反應速率。
3描述催化劑如何透過提供具較低活化能的替代途徑來提高正向和逆向反應速率。
4區分放熱（負 ΔH）與吸熱（正 ΔH）位能剖面，並解釋為什麼催化劑不會改變 ΔH。

教師常問的問題

化學反應中的活化能（Ea）是什麼？

活化能（Ea）是相撞的反應物粒子為了拉伸並斷裂現有化學鍵，並在形成新的生成物鍵之前達到高能量過渡態所必須擁有的最低動能。

催化劑是如何加速化學反應的？

催化劑提供了一個具有較低能量過渡態的替代反應機制。由於活化能壘（Ea）較低，在相同溫度下，有更大比例的相撞分子擁有足夠的能量跨越能壘。

催化劑會改變反應的焓變（ΔH）嗎？

不會。焓變（ΔH）僅取決於初始反應物與最終生成物之間的位能差，兩者皆為狀態函數。催化劑會降低中間的過渡態峰值，而不會改變任何一個谷地的高度。

為什麼溫度的微小升高會導致反應速率的大幅增加？

根據麥克斯韋－玻爾茲曼分佈與阿henius 方程式 k = A · exp(-Ea / RT)，提高溫度會使分子能量分佈的高能尾端發生偏移，從而使能量超過 Ea 的分子比例呈指數級增長。

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