1樓：匿名使用者
活化能是動力學方面的乙個概念，相當於能壘，反應物能量需要跨越該能壘才能順利反應。
焓是熱力學方面的乙個概念，h=u+pv，只是乙個用熱力學能、壓強和體積錶出的狀態函式，我並不知道它的絕對值代表什麼。一般認為焓的絕對值是沒有意義的，焓在反應前後的變化代表了恆壓反應的吸熱、放熱情況。
具體扯關係是這樣的：比如某乙個反應，正反應活化能為e1，逆反應活化能為e2，那麼正反應焓變當為e1-e2，逆反應焓變為e2-e1。但是沒聽說過拿焓的絕對值跟活化能比較的。
供參考。
2樓：
就不是乙個事，不一定的，活化能是 最大值 減開始的
h=u -pv
3樓：匿名使用者
二者沒有固定關係，可能大也可能小。
4樓：匿名使用者
不能比較吧，焓有負的。
△h和活化能的關係是什麼
5樓：demon陌
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數，與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk而△g=△h-t△s，由這三個關係式，可以得到焓變和活化能的關係。
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導出來的活化能，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。
6樓：椴
△h即焓變
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數,與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk而△g=△h-t△s . 由這三個關係式,可以得到焓變和活化能的關係.
希望可以幫到你，謝謝，望採納。
7樓：黴死我
我知道活化能和熱力學能有關係，而熱力學能和焓也有關係，所以還是存在一定關係的
焓變與活化能有何關係
8樓：匿名使用者
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數,與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk
而△g=△h-t△s . 由這三個關係式,可以得到焓變和活化能的關係.
9樓：殷喜男
阿倫尼烏斯公式裡的k是速率常數，
焓變與活化能有何關係?
10樓：匿名使用者
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數，與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk
而△g=△h-t△s 。 由這三個關係式，可以得到焓變和活化能的關係。
11樓：
detag=detah-tdetas
deta指變
活化能與活化分子分別指什麼？ 10
12樓：我冬閣的狗腿子
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導出來的活化能，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。
活化分子是指具有發生化學反應所需最低能量狀態的分子。
活化能是乙個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯（arrhenius）在2023年引入，用來定義乙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乙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）。
對一級反應來說，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。
13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。
活化分子，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。能夠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。
活化能越大反應放出的熱量越多是嗎
化能的定義 所以化學反應的活化能越大，分子的能量並不完全相同。發生有效碰撞的一定是活化分子。活化分子的定義 不是反應物分子之間的任何一次直接作用都能發生反應 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。在相同溫度下，活化分子所佔的百分數就越小，有些分子的能量高於分子的平均能量 只有那些...
活化能和反應熱的區別與聯絡分別是什麼
為了能夠反應，外界必需提供的最低能量叫反應的活化能 反應熱是反應過程的熱效應。活化能是決定化學反應速率的內因。活化能越大，化學反應速率越小 活化能越小，化學反應速率越大。所以它們的關係就是乙個越大，乙個越小，是成正比的。c 為使反應得以進行，外界必需提供的最低能量叫反應的活化能 反應熱是反應過程 從...
反應的活化能越大，反應速率越大,化學反應的活化能越大，反應速率卻大，是否正確
反應速率由濃度效應和溫度效應共同決定。而活化能是溫度效應的表徵，說明了反應的難易程度，只能說活化能大的反應，提高溫度更有利於反應進行。所以這句話是錯的。化學反應的活化能越大，反應速率卻大，是否正確 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...