1樓：匿名使用者
活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。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。活化能可以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）。
2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。
3樓：魏朔暢紫杉
活化能是90年前瑞典科學家arrhenius提出的概念[1]，它在化學中具有重要的意義。什麼是活化能?這已辯論了幾十年。例如，關於活化能的解釋，至少有三類意見：
1.把反應物分子轉變為活化分子所需要的能量。
2.活化分子所具有的最低能量與反應物分子的平均能量之差。
3.活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差。
4樓：谷源燕安萱
活化能activation
energy
非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量。溫度對反應速率有顯著影響。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述：
κ＝ae-e/rt（1）式中κ為反應的速率系（常）數；e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。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）（2）
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。
5樓：閃平東方憶文
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。
什麼是活化能？
6樓：匿名使用者
活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。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。活化能可以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。
7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。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。
活化能的大小與反應速率相關，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。
什麼是活化能?
8樓：匿名使用者
活化能activation energy
非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量。溫度對反應速率有顯著影響。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述：
κ＝ae-e/rt（1）式中κ為反應的速率系（常）數；e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。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）（2）
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。
式（1）可寫成：
lnκ＝lna－e／rt（3）根據式（3），由實驗測出不同溫度下的κ值，並將lnκ對1／t作圖，即可由所得直線的斜率求出e值。也可將由實驗歸納出的κ與t的經驗關係式直接代入式（2）求得e值。
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。
阿侖尼烏斯（s．a．arrhenius）發現化學反應的速度常數k和絕對溫度t之間有d（lnk）/dt=e/rt2的關係。這裡的e就是活化能。假若把上式積分得到lnk=lna-（e/rt），從這個公式可知，在各種溫度下求得k值，把lnk對1／t作圖（這圖稱為阿侖尼烏斯圖）就得到直線，由於直線的斜率是-e/r，因而可求得e值。
活化能的物理意義一般認為是這樣：從原反應體系到產物的中間階段存在一個過渡狀態，這個過渡狀態和原系統的能量差就是活化能e，而且熱能rt如不大於e，反應就不能進行。也就是原系統和生成物系統之間存在著能壘，其高度相當於活化能。
其後埃林（h．eyring）從過渡狀態（也叫做活性絡合物）和原系統之間存在著近似的平衡出發，對速度常數k匯出瞭如下的關係：k=k（kt/h）exp（－δg*/rt）=k（kt/h）exp（δs*/r）exp（-δh*/rt）k為通透係數，k是波爾茲曼常數，h是普朗克常數，δg*、δs*、δh*分別為活化自由能、活化熵和活化焓。而且活化自由能與活化焓大致相等。
酶促反應主要就是由於降低了活化自由能。
9樓：北凌簡蘊涵
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。
活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯（arrhenius）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。活化能可以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）。
活化能表示勢壘（有時稱為能壘）的高度。活化能的大小可以反映化學反應發生的難易程度。
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。
活化能的概念是什麼？
10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。
11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
12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
13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
什麼是活化能？
14樓：手機使用者
催化過程之所以能加快反應速度，一般來說，是由於催化劑降低了活化能。為什麼催化劑能降低活化能呢？關鍵是反應物分子與催化劑表面原子之間產生了化學吸附，形成了吸附化學鍵，組成表面絡合物，它與原反應物分子相比，由於吸附鍵的強烈影響，某個鍵或某幾個鍵被減弱，而使反應活化能降低很多，催化反應中的活化能實質是實現上述化學吸附需要吸收的能量。
從一般意義來說，反應物分子有了較高的能量，才能處於活化狀態發生化學反應，這個能量一般遠較分子的平均能量為高，兩者之間的差值就是活化能。在一定溫度下，活化能愈大，反應愈慢，活化能愈小，反應愈快。對於特定的反應物和催化劑而言，反應物分子必須跨過相應的能壘才能實現化學吸附，進而發生化學反應，簡言之，在化學反應中使普通分子變成活化分子所須提供的最小能量就是活化能。
其單位通常用千卡/克分子或千焦/摩爾表示。
活化能和活化分子的關係,活化能與活化分子分別指什麼？
不能這樣說的。儘管意思是對的。某一活化能只是針對特定的一個反應。在這個反應裡。能量大於或等於這個活化能的分子叫活化分子。彼此相配的活化分子碰撞在一起。反應就進行了。活化分子 的定義現在不是很明確。如果把它當作能量高於活化能的分子的話，那麼隨著活化能的降低，活化分子呈指數增加。因為分子的能量滿足玻爾茲...
金屬的活化能是不是固定的,金屬介面活化能和表觀活化能誰比較大
活化能的物理意義一般認為是這樣 從原反應體系到產物的中間階段存在一個過渡狀態，這個過渡狀態和原系統的能量差就是活化能e，而且熱能rt如不大於e，反應就不能進行。所以金屬活化能不是固定的，與參與的反應條件和反應物有關。不是固定的,要看它和什麼物質反應.不是，比如使用催化劑，就能降低反應的活化能 金屬介...
高中化學反應的活化能概念為什麼化學反應中活化能越
在化學反應中，能量較高 有可能發生有效碰撞的分子稱為活化 分子。活化分子的平均能量與所以分子的平均能量之差稱為活化能。當增加反應物濃度時，單位體積內反應物的活化分子數目越多，反應物發生有效碰撞的次數增多，所以化學反應速率增大。過渡態理論中認為，反應物轉化為生成物的過程中需要經歷能量較高的過度狀態。過...