1、什么是活化能?活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能 。這一名詞是由阿瑞尼士在1889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 。活化能可以用于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） 。
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 。
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2、活化能的概念反應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 。對基元反應，反應活化能即基元反應的活化能 。對復雜的非基元反應，反應活化能是總包反應的表觀活化能，即各基元反應活化能的代數和 。
活化能歷史由來
萌芽
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1889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 。活化能可以用于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 。
提出
在Arrhenius提出活化能概念之前 ， 人們對溶液反應曾總結出這樣一個規則：溶液溫度每升高10℃，反應速率將成倍增加 。并且，在1878年，由英國科學家Hood最早通過實驗歸納出一經驗關系式：
式中B、C是經驗常數 。
隨后 ， 范特霍夫于1884年在討論溫度對化學反應平衡常數影響的基礎上，首先對上式作出了初步的理論說明 。他從熱力學嚴格地導出了描述溫度與化學平衡常數K之間關系的方程式，對于溶液反應Kc可寫成：
并導出了溫度與反應速率常數之間的關系式：
不過他沒有給出A的物理意義以及確定的I方法 ， 因此當時沒能引起人們的重視
1889年，Arrhenius 通過大量實驗與理論的論證，揭示了反應速率與溫度的關系Arrhenius經驗公式，其形式如下[1] ：
指數式
對數式
微分式
完善
阿倫尼烏斯提出了活化能的概念，但對活化能的解釋不夠明確 ， 特別是把活化能看作是與溫度無關的常數，這與許多實驗事實不符 。20世紀20年代，科學家托爾曼（Tolman）運用統計熱力學來討論化學反應速率與溫度的關系，并于1925年推導出下面的反應式：
式中：為活化分子的平均摩爾能量，為反應物分子的平均摩爾能量，即活化能是活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差 。
很多反應若按阿侖尼烏斯的經驗公式 ， 以lnk對1/T作圖，常得到的圖形是一根曲線，而不是直線，這表明活化能并不是一個常數 。事實上，<E*>和<E>都與溫度有關，因此Ea也應是溫度的函數，但在有些情況下二者的溫度效應可能彼此抵消 ， 此時活化能則與溫度無關 。托爾曼所推導出的公式較好地彌補了阿倫尼烏斯理論的一些不足與缺陷，不再將活化能與溫度相互隔離開來，而是提出了一個更為普遍與更具說服力的一種解釋 。
基本定義
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于細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能 。
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，但并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后才能起作用，Ea表征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 。在復雜反應中，Ea稱為該總包反應的表觀活化能（apparent activition energy），A稱為表觀指數前因子（apparent pre-exponetial factor）[1]。
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 。
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于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 。具有能量大于或等于Ec的分子稱為活化分子 。
圖2 不同溫度下的分子能量分布圖
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布是不同的 。圖2中是不同溫度下分子的能量分布示意圖。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，更重要的是由于氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大 。圖中曲線t1表示在t1溫度下的分子能量分布，曲線t2表示在t2溫度下的分子能量分布(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 。
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3、什么是活化能?活化能計算公式：K=Ae(-E/RT)→lnt90=-lnA+E/RT，活化能一般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 。
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在1889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 。活化能可以用于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） 。
相關信息：
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 。
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4、什么是反應活化能?關系：“活化分子”的定義現在不是很明確 。如果把它當作能量高于活化能的分子的話，那么隨著活化能的降低，活化分子呈指數增加 。因為分子的能量滿足玻爾茲曼分布，這是一個指數分布 。
例如，從硫酸銅制備氧化銅，第一步反應硫酸銅和氫氧化鈉反應，第二步氫氧化銅加熱分解，制備氧化銅 。第一步是一個復分解反應，活化能很低 ， 速度很快，反應立即就能完成 。
但第二步是一個分解反應，活化能高 ， 需要高溫煅燒 ， 才能反應完全 ， 因此 ， 這個反應總的活化能 ， 就是氫氧化銅加熱分解的活化能 。
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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1889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 。活化能可以用于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 。
以上內容參考：百度百科-反應活化能
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5、一個化學反應活化能很大能說明什么?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 。所以化學反應中，所需活化能越?。?需要你提供的能量也就越小 ， 就更容易發生反應 。
所需活化能大的話 ， 要給他提供足夠多的能量，它才能反應，所以反應起來比較“費勁”，速率也就慢了，反之，活化能越?。?越容易反應，速率也就快了 。
擴展資料：
反應速率以單位時間內反應物或生成物濃度的變化偵（減少值或增加值）來表示，反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行 ， 也與溶劑的性質和用量有關 。
其中壓力關系較小(氣體反應除外） ， 催化劑影響較大 。可通過控制反應條件來控制反敁速率以達到某些目的 。
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） 。
【反應活化能是什么,什么是活化能？】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 。所以化學反應中，所需活化能越?。?需要你提供的能量也就越?。?就更容易發生反應 。
所需活化能大的話，要給他提供足夠多的能量，它才能反應，所以反應起來比較“費勁”，速率也就慢了，反之，活化能越小 ， 越容易反應 ， 速率也就快了 。
擴展資料：
反應速率以單位時間內反應物或生成物濃度的變化偵（減少值或增加值）來表示 ， 反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行，也與溶劑的性質和用量有關 。
其中壓力關系較小(氣體反應除外），催化劑影響較大 。可通過控制反應條件來控制反敁速率以達到某些目的 。
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） 。
