1樓：冠夏登溪
降低的原因有多種，有的是活化了分子，有的是改變了其他量。活化能就是分子反應所需要的最低能量，這和反應途徑有關，而和溫度、壓強、濃度等因素無關。但是使用催化劑由於等於改變反應中間過程（相當於走捷徑）而使得活化能降低。
所以是：
正催化劑
施加活化能降低，活化分子百分數劇增，單位體積內活化分子總數劇增撤去活化能升高，活化分子百分數劇減，單位體積內總數活化分子劇減，不知道你懂沒？不懂的話繼續問，我都在呢！以後有什麼化學問題，儘量提，高中的我基本考90/00
2樓：完雅愛雙慧
活化能是在化學反應中，為了使反應發生必須對反應物增加的能量。解釋你的問題，首先需要明白，本身的質量和化學性質在化學反應前後都沒有發生改變的催化劑，本身參與了反應沒有？事實上，催化劑本身是發生了反應了的。
表面表現上「降低」了的活化能，事實上，只是因為底物和催化劑發生的反應，所需要的化學能比較低。而其後，發生的反應生成了催化劑，所需活化能也較低，也就是催供花垛拘艹餃訛邪番矛化劑一直在發生反應，但是生成了等量的催化劑，只是總體沒有發生改變而已。這樣也就理解了催化劑「改變」活化能的原因。
因為考慮的不是同一個反應。
3樓：管曼安所昌
原因：本身的質量和化學性質在化學反應前後都沒有發生改變的催化劑，事實上，催化劑本身是發生了反應了的。
表面表現上「降低」了的活化能，事實上，只是因為底物和催化劑發生的反應，所需要的化學能比較低。
而其後，發生的反應生成了催化劑，所需活化能也較低，也就是催化劑一直在發生反應，但是生成了等量的催化劑，只是總體沒有發生改變而已。這樣也就理解了催化劑「改變」活化能的原因。因為考慮的不是同一個反應。
事實上，對基元反應，ea可以賦予較明確的物理意義。分子相互作用的首要條件是它們必須「接觸」，雖然分子彼此碰撞的頻率很高，但並不是所有的碰撞都是有效的，只有少數能量較高的分子碰撞後才能起作用，ea表徵了反應分子能發生有效碰撞的能量要求。
而對非基元反應，ea就沒有明確的物理定義了，它實際上是組成該總包反應的各種基元反應活化能的特定組合。
擴充套件資料：
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。
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。圖中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。
參考資料：搜狗百科——反應活化能
4樓：汗淑琴滑己
樓主你好，
這個問題現在科學家還不太清楚。有的人認為是物體表面的分子參與其反應之後又被轉化回來了。
總之很複雜
化學反應中的（正）催化劑為什麼可以加快反應速率
原因 加催化劑降低了反應所需的能量 使普通分子變成活化分子 從而提高活化分子的百分率 活化分子的數目增多 有效碰撞的機率增加 反應速率也就增大了。相當於幫反應提供了反應條件的作用。能加快反應速率，是因為它能改變反應的路徑，使反應所須的活化能降低使反應體系中活化百分數提高，從而使有效碰撞的機率增高反應...
為什麼催化劑的量過少過多都會使化學反應速率減慢
化學反應速率是單位時間回內生答成物的量的多少.催化劑加快反應速率的實質是降低了反應生成中間物的能壘,而要生成的中間物必須要催化劑結合進去,然後中間生成物分解得到我們反應的最後產物,同時把催化劑釋放出來,這也就是為什麼催化劑的量和化學性質反應前後不變,但並不像初中教材中定義的催化劑沒有參加化學反應.催...
為什麼老師上課說活化能越小反應的速率就越快阿？反應速率常數不
因為有k ae ea rt 其中k為反應速率常數，ea為活化 能，a為指前因子。所以呢，當活化能小時，ea rt 就越大，自然k就會越大了。而反應速率跟k和反應物濃度有關。根據書上的公式就可以說 活化能越小反應的速率就越快 溫度升高，分子能量增大，活化分子數增加，有效碰撞的次數增加，化學反應速率增大...