反應活化能是動力學研究范疇，它可以用來計算反應速率與反應物、催化劑濃度之間的關系。而實際耗能是熱力學范疇，它可以計算反應在什么情況下可以自發發生和反應吸熱或放熱的大小。由熱力學計算出的自發反應不一定能夠發生。因為它的反應速率可能很慢，比如氫氣和氧氣混合，無催化劑在室溫下根本無法反應，所以需要動力學計算反應活化能以及頻率因子，使反應加快或減慢（通過改變溫度或催化劑）。化學動力學是物理化學的一個重要分支學科，其所要探討的主要課題是從動態角度由宏觀唯象到微觀分子水平探索化學反應全過程的速率和機理，即研究化學反應過程的速率，化學反應過程中諸內因（結構、性質等）和外因（濃度、溫度、催化劑、輻射等）對反應速率（包括方向變化）的影響以及探討能夠解釋這種反應速率規律的可能機理，為最優化提供理論根據，以滿足生產和科學技術的要求。化學動力學和化學熱力學都是物理化學兩大重要分支學科，它們各有不同的研究內容。化學熱力學的任務是討論化學過程中能量轉化的衡算以及解決在一定條件下進行某一化學反應的方向和限度問題。它討論體系的平衡性質，不考慮時間因素和過程細節。而化學動力學研究完成化學反應過程所需時間、影響條件以及實現這一過程的具體步驟（機理）。一句話，化學熱力學只回答化學反應的可能性問題；而化學動力學才回答化學反應的現實性問題。阿侖尼烏斯(Arrhenius)公式： k=A*e^(-Ea/RT) 活化分子具有的最低(或平均)動能與分子平均動能的差值，就成為活化能Ea。一般化學反應的活化能在42~420kJ/mol之間。 1. 溫度與反應速率呈指數關系，即影響顯著； 2. A(指前因子，和何種反應有關)相似的化學反應，活化能相對小的，反應速率相對大； 3. 溫度一定，活化能越大的反應，反應速率越小；溫度變化時，活化能越大的反應，反應速率變化越大。應用到工業生產中，不僅需要考慮要為反應提供多少能量（熱力學），還要考慮反應速率的大小（動力學），否則產品生產速率太低。例如合成氨的反應是一個放熱的、氣體總體積縮小的可逆反應，在實際生產中，僅僅考慮如何最大限度地提高平衡混合物中NH3的含量問題（化學平衡的移動問題，熱力學）還不行，還需要考慮單位時間里的產量問題（化學反應速率問題，動力學）。熱力學要求低溫高壓使反應能夠發生，動力學可以考慮加催化劑以加快反應進行。但在低溫下反應速率太低，所以動力學要求適當提高溫度，但不能太高，否則產率低（熱力學原理），故一般控制在500度. 建議你最好看看《物理化學》

標簽：熱力學制備催化劑