反応速度と活性化エネルギー
温度・濃度・触媒を変えると、エネルギー障壁を越えて衝突・反応する分子の頻度がどう変わるかを体感します k = A·exp(−Ea/RT)。
400 K
50 個
75 kJ/mol
有効 Ea（触媒反映後）
—
越えられる割合 f = e^(−Ea/RT)
—
相対反応速度 k（任意単位）
—
反応回数（積算）
—
速度分布（マクスウェル–ボルツマン）
エネルギー図（反応座標）
分子の衝突と反応（速い＝高エネルギー粒子。障壁を越えた衝突で反応＝発光）
化学反応が起きるには、分子どうしが衝突し、しかもその衝突が活性化エネルギー Ea という「山」を越えるだけのエネルギーを持っている必要があります。
山を越えられる分子の割合はアレニウスの式
スライダーとトグルを動かし、エネルギー図の山・速度分布・衝突アニメの反応頻度がどう変わるか確かめてみましょう。
山を越えられる分子の割合はアレニウスの式
k = A·exp(−Ea/RT) で決まります。温度 T を上げると速い分子（高エネルギー側の裾）が増え、越えられる割合 f = e−Ea/RT が急増します。濃度を上げると衝突そのものの回数が増えます。触媒は Ea の低い別経路を用意して山を低くします。スライダーとトグルを動かし、エネルギー図の山・速度分布・衝突アニメの反応頻度がどう変わるか確かめてみましょう。
いま何が起きている？
ここがポイント
- k = A·exp(−Ea/RT) ── 反応速度は活性化エネルギー Ea が高いほど小さく、温度 T が高いほど大きくなる。
- 温度を上げると速度分布の高エネルギー側の裾が伸び、Ea を越える分子の割合 f が急激に増える（指数関数的）。
- 濃度は越える割合 f は変えないが、衝突の回数を増やすので反応速度は上がる。
- 触媒は Ea のより低い別経路を提供して山を下げる。反応の前後（ΔH）は変えず、自身は消費されない。