1樓：藍色的天
不會，催化劑才會。活化能指的是活化分子有效碰撞達到後進行化學反應的標準
加熱是增加活化分子，也就是增加反應物的有效碰撞，也就是達到活化能，而不是降低活化能
高二化學 怎麼理解活化能是指活化分子多出反應物分子平均能量的那部分能量 反應物分子平均能量是隨化學 5
2樓：背上的天空
先回答第二個問題，不
第一個問題，如果一個化學反應的進行不使用任何促進反回
應進行的措施，反應物答的分子平均能量一定，而經過加催化劑或加熱後，反應加快，反應所需外界提供的能量就減少了，這減少的能量就是活化能。
3樓：是事實上在路上
分子達到可以發生反應的那種狀態所需要的能量，第二句話有點不懂反應物變成生成物那來的那種變化
4樓：愛亂想的孩子
活化能就是反應索要的啟動能，就像山吧，爬過就能反應，酶就可以降低活化能，催化劑也行，反應物平均能不是一個變數，是多次實驗的結論，就是一個值
如果某反應的反應物平均能量高於其產物的平均能量，是否不需要活化能該反應就可以進行？為什麼？
5樓：匿名使用者
不一定 要看具體的情況
看反應中間產物的能量
活化能的含義
6樓：匿名使用者
分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量稱為活化能。 （阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推匯出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能）活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。
活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量 以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。
化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行。
化學反應的活化能
實驗證明，只有發生碰撞的分子的能量等於或超過某一定的能量ec(可稱為臨界能)時，才可能發生有效碰撞。具有能量大於或等於ec的分子稱為活化分子。
在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作
活化能原理
圖，如圖1所示。從圖1可以看出，原則上來說，反應物分子的能量可以從0到∞，但是具有很低能量和很高能量的分子都很少，具有平均能量ea的分子數相當多。這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關係圖，叫做一定溫度下分子能量分佈曲線圖。
圖1中，ea表示分子的平均能量，ec是活化分子具有的最低能量，能量等於或高於ec的分子可能產生有效碰撞。活化分子具有的最低能量ec與分子的平均能量ea之差叫活化能。
不同的反應具有不同的活化能。反應的活化能越低，則在指定溫度下活化分子數越多，反應就越快。
不同溫度下分子能量分佈是不同的。圖2是不同溫度下分子的能量分佈示意圖。當溫度升高時，氣體分子的運動速率增大，不僅使氣體分子在單位時間內碰撞的次數增加，更重要的是由於氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。
圖2中曲線t1表示在t1溫度下的分子能量分佈，曲線t2表示在t2溫度下的分子能量分佈(t2>t1)。溫度為t1時活化分子的多少可由面積a1反映出來；溫度為t2時，活化分子的多少可由面積a1+a2反映出來。從圖中可以看到，升高溫度，可以使活化分子百分數增大，從而使反應速率增大。
阿倫尼烏斯公式
非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量為活化能的計算可用阿倫尼烏斯方程求解。阿倫尼烏斯方程反應了化學反應速率常數k隨溫度變化的關係。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述：
k=aexp(-ea/rt) （1）
式中：κ為反應的速率系（常）數；ea和a分別稱為活化能和指前因子，是化學動力學中極重要的兩個引數；r為摩爾氣體常數；t為熱力學溫度。
（1）式還可以寫成：
lnκ=lna-ea/rt （2）
lnκ=與-1/t為直線關係，直線斜率為-ea/r，截距為 lna，由實驗測出不同溫度下的κ值，並將lnκ對1/t作圖，即可求出e值。
例：由ea計算反應速率係數k
當已知某溫度下的k和ea，可根據arrhenius計算另一溫度下的k，或者與另一k相對應的溫度t。
2n2o5(g) = 2n2o4 (g) + o2(g)
已知：t1=298.15k, k1=0.469×10s
t2=318.15k, k2=6.29×10s 求：ea及338.15k時的k3。
ea=[rt1t2(lnk2/k1)]/(t2-t1)=102kj/mol
lnk3/k1=ea[(1/t1)-(1/t3)]/r
k3=6.12/1000s
對於更為複雜的描述κ與t的關係式中，活化能e定義為：e=rt2（dlnκ/dt）（3）
活化能在元反應中，並不是反應物分子的每一次碰撞都能發生反應。s.a.
阿倫尼烏斯認為，只有「活化分子」之間的碰撞才能發生反應，而活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。近代反應速率理論進一步指出，兩個分子發生反應時必須經過一個過渡態——活化絡合物，過渡態具有比反應物分子和產物分子都要高的勢能，互撞的反應物分子必須具有較高的能量足以克服反應勢能壘，才能形成過渡態而發生反應，此即活化能的本質。
對於複合反應，由上述實驗方法求出的e值只是表觀值，沒有實際的物理意義。
7樓：匿名使用者
活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能（yu第四聲：是一種臨界能量）。這一名詞是由阿瑞尼士在2023年引入，用來定義一個化學反應的發生所需要克服的能量障礙。
用於表示一個化學反應發生所需要的最小能量。反應的活化能通常表示為ea，單位是千焦耳每摩爾(kj/mol)。活化能基本上是表示勢壘（有時稱為能壘）的高度。
簡單的說就是反應物分子發生碰撞所需要的最小能量。
條件：反應物分子必須是活化分子；反應物分子必須相互碰撞；活化分子相互碰撞時取向合適，因為分子在空間中由不同原子通過鍵，按照一定的空間形式組成構成。這樣才能發生「有效碰撞」，物資發生反應
8樓：匿名使用者
活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。
活化能不等於反應斷鍵所要吸收的能量，分子被活化，並不一定要斷鍵。不同的反應，機理不同，也很少會有反應物分子完全斷鍵的。即使是同一反應，催化劑不同，機理就不同，活化能就不同了。
化學反應的活化能越大，反應速率卻大，是否正確
9樓：鶴髮童顏
不正確，活化能越小，反應速率越快。
活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差。活化能越大，活化分子所佔的百分數就越小，反應速率越慢。
活化能是反應發生的壁壘，越過壁壘越困難，反應速率就會下降。活化能越大，反應速率應當越小。
擴充套件資料：
影響化學反應速率的因素：
1、內因：反應物本身的性質。
2、外界因素：溫度，濃度，壓強，催化劑，光，鐳射，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態。另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。
一、內因
化學鍵的強弱與化學反應速率的關係。例如：在相同條件下，氟氣與氫氣在暗處就能發生**；氯氣與氫氣在光照條件下會發生**；溴氣與氫氣在加熱條件下才能反應；碘蒸氣與氫氣在較高溫度時才能發生反應，同時生成的碘化氫又分解。
二、外因
1、壓強條件
對於有氣體參與的化學反應，其他條件不變時（除體積），增大壓強，即體積減小，反應物濃度增大，單位體積內活化分子數增多，單位時間內有效碰撞次數增多，反應速率加快；反之則減小。若體積不變，加壓（加入不參加此化學反應的氣體）反應速率就不變。
因為濃度不變，單位體積內活化分子數就不變。但在體積不變的情況下，加入反應物，同樣是加壓，增加反應物濃度，速率也會增加。若體積可變，恆壓反應速率就減小。
因為體積增大，反應物的物質的量不變，反應物的濃度減小，單位體積內活化分子數就減小。
2、溫度條件
只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）。
3、催化劑
使用正催化劑能夠降低反應所需的能量，使更多的反應物分子成為活化分子，大大提高了單位體積內反應物分子的百分數，從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。催化劑只能改變化學反應速率，卻改不了化學反應平衡。
4、條件濃度
當其它條件一致下，增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目，從而增加有效碰撞，反應速率增加，但活化分子百分數是不變的。化學反應的過程,就是反應物分子中的原子，重新組合成生成物分子的過程。
反應物分子中的原子，要想重新組合成生成物的分子，必須先獲得自由，即：反應物分子中的化學鍵必須斷裂。化學鍵的斷裂是通過分子間的相互碰撞來實現的，並非每次碰撞都能是化學鍵斷裂，即並非每次碰撞都能發生化學反應，能夠發生化學反應的碰撞是很少的。
活化分子比普通分子具有更高的能量，才有可能撞斷化學鍵，發生化學反應。當然，活化分子的碰撞，只是有可能發生化學反應。而並不是一定發生化學反應，還必須有合適的取向。
在其它條件不變時，對某一反應來說，活化分子在反應物中所佔的百分數是一定的，即單位體積內活化分子的數目和單位體積內反應物分子的總數成正比，即活化分子的數目和反應物的濃度成正比。
因此，增大反應物的濃度,可以增大活化分子的數目，可以增加有效碰撞次數，則增大反應物濃度，可以使化學反應的速率增大。
5、其他因素
增大一定量固體的表面積，可增大反應速率，光照一般也可增大某些反應的速率；此外，超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
10樓：匿名使用者
根據阿倫尼烏斯方程：(計算化學反應速率)
lnk=lnk0-ea/rt
可見ea活化能越高 反應常數k越小.
活化能是反應發生的壁壘，越過壁壘越困難，反應速率就會下降。活化能越大，反應速率應當越小
11樓：犁**仁寅
這是正確的，活化能越大，原子以及核外電子活動越劇烈
各個原子之間相互碰撞的機會和力度都增大，所以接觸的速度和力度都增大
這樣表現在化學反應中是反應速度的增大
12樓：掌玉英介申
活化能的定義：活化分子的平均
能量與反應物分子的平均能量之差。活化能越大，活化分子所佔的百分數就越小,反應越慢。活化分子的定義：
在相同溫度下，分子的能量並不完全相同，有些分子的能量高於分子的平均能量，稱為活化分子。發生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定發生有效碰撞。不是反應物分子之間的任何一次直接作用都能發生反應，只有那些能量相當高的分子之間的直接作用才能發生反應。
所以化學反應的活化能越大，反應速率卻慢！
為什麼若增加一種反應物的濃度,該反應物的轉化率降低呢
你的只是假設啊，你怎麼知道他可以反應那麼多呢。按照理論來說，再加1mol b是不能反應0.4那麼多的.例子不好舉的.我講講理論吧.如果聽不懂只有等高手了.因為一個可逆反應最終是要到達平衡的.你加的反應物密度越大,他反應就相對越徹底,但是一個可逆反應是有上限的,他不能無限制的往左或往右平移過去.越靠近...
某化學反應的反應物和產物如下 KMnO4 KI H2SO
1 kmno4 ki h2so4 mnso4 i2 kio3 k2so4 h2o反應中，錳元素化合價由 7價降低為 2價，錳元素被還原，還原產物是mnso4，kmno4是氧化劑，故答案為 kmno4 2 如果該反應方程式中i2和kio3的化學計量數都是5，則i元素失去電子的數目為2 5 1 0 5 ...
下列說法正確的是A增大反應物濃度，可增大單位體積內活化分子的百分數，從而使有效碰撞次數增大
您好選項a，b錯誤。注意區分活化分子的數目與活化分子百分數不變。活化分子的百分數只與溫度和活化能有關為定值選項c，d錯誤。a 錯誤。增大反應物濃度，活化分子數增加，但百分數不變。b 錯誤。增大壓強，即縮小體積，相當於增大了濃度，所以同a。活化分子數增加，百分數不變。c 正確。升高溫度，分子獲得的能量...