1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。
2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
3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。
活化能的概念是什麼？
4樓：枕邊吹風會
活化能是指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。 （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（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。影響反應速率的因素分外因與內因：
內因主要是參加反應物質的性質；在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。
5樓：匿名使用者
化學反應中要達到一個能量的峰值才會反應，活化能的大小就是這個峰值與反應前總能量之差
6樓：雪浪安
就是一些分子吸收了能量以後變成很有活效能反應的東東
7樓：汲城濮昊昊
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
活化能概念
8樓：情感新港灣
活化能bai是指分子從常du態轉變為容易發zhi生化學反應的活躍狀態所dao需要的能量。專 （阿倫尼烏屬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（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。影響反應速率的因素分外因與內因：
內因主要是參加反應物質的性質；在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。
9樓：匿名使用者
活化理論是指在反應中實際發生反應的分子是活化的分子，所以反應效率的大小取決於活化分子數所佔總分子數的百分率。但催化劑可以降低活化能。
10樓：無聊的
活化能是指化bai學反應中，由du反應物分子到達活zhi化分子所需的最小能dao量。
活化專能不
等於反應斷鍵所要吸屬收的能量，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
11樓：匿名使用者
活化能指的是反應達到過渡態時所具有的能量，又稱為勢能壘
活化能並不等於反應斷鍵時所要吸收的能量，而是指過渡態與始態的能量差
12樓：支援國家產業
活化分子的平均能量(e*)與全部反應物分子平均能量(e)之差稱為活化能(ea）。
根據定義：在一定溫度下一摩爾底物全部進入活化態所需要的自由能，判斷等於吸收的能量。
13樓：夏雪的角落
相等,活化理論是指在反應中實際反應的分子是活化的分 活化能是指化學內反應中，由反應容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
反應活化能的意義明顯麼
14樓：友達以上
反應活化能是動力學研究範疇，它可以用來計算反應速率與反應物、催化劑濃度之間的關係。
而實際耗能是熱力學範疇，它可以計算反應在什麼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**的主要課題是從動態角度由巨集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**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係，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裡的產量問題（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》
反應活化能是與溫度無關,活化能與溫度的關係是怎樣的呢
反應活化來能與溫度是有關源系的,當你 畫出一個bai反應的位能 圖象,答案du就很明瞭了 在位zhi能圖象dao中,活化能即為反應生成的位能最高點的活化絡合物的熱力學內能與反應物的熱力學內能之差 舉個例子,烯烴與鹵素發生親電加成反應時,烯烴與鹵素的熱力學內能之和與反應過程中生成的滷翁離子的熱力學內能...
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正反應的活化能大於逆反應活化能，說明正反應需要的能量大，所以要讓該反應發生需要增加能量，所以正反應為吸熱過程 已知一可逆反應正反應的活化能，怎樣求逆反應的活化能？正反應活化能減去該反應的焓變可得逆反應的活化能 焓變正負號要帶上 例如，若一個反應正向活化能為20，反應 h 10，則該反應逆向活化能為3...
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