1樓：月醉瀟湘
不對.正反應放熱,即正反應的反應物的總能量＞生成物的總能量而可逆反應的活躍狀態是相同的,活化能是指反應物到這個狀態所需的能量所以正反應的反應物（逆反應的生成物）到活躍狀態所需的能量＜正反應的生成物（逆反應的反應物）所需的能量,即正反應的活化能＜逆反應的活化能故 原題錯.
為什麼可逆反應中吸熱反應比放熱反應所需的活化能高
2樓：匿名使用者
從定義上來講，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。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。
同理，反應快或者說反應更容易的反應所需活化能低。很好想到，放熱反應更易發生，所以，放熱反應所需活化能低。
再者，化學反應都是乙個盡可能多的增加熵即無序度的過程，這就是為什麼能量低的物質穩定，能量高的物質不穩定，當能量高的物質向能量低的去轉化時，只需一點活化能的推動作用，使它的分子運動活躍起來，就能很容易地放能並向能量低的物質轉化。反之，當能量低的物質向高能物質轉化時，需要較高的活化能使其所具有的能量超過高能的物質，才能使其發生反應，進行轉化，這就是為何吸熱反應比放熱反應所需的活化能高。
下列說法正確的是（ ）a．正反應放熱的可逆反應中，正反應的活化能小於逆反應的活化能b．正反應吸熱的
3樓：手機使用者
a．反應熱等於正反應的活化能與逆反應的活化能之差，則正反應為放熱反應，正反應的活化能小於逆反應的活化能，故a正確；
b．公升高溫度，正逆反應速率均增大，若反應為吸熱反應，則正反應速率大於逆反應速率，故b錯誤；
c．放熱反應，公升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數變小，故c正確；
d．吸熱反應與反應條件無關，吸熱反應可能在常溫下進行，可能在高溫下進行，故d錯誤；
故選ac．
請問正逆反應的活化能有什麼關係？
4樓：河傳楊穎
如果是放熱反應，正反應活化能小於
逆反應活化能；如果是吸熱反應，正反應活化能大於逆反應活化能。
不同溫度下分子能量分布是不同的。當溫度公升高時，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。
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。
在不同條件下能向相反方向進行的兩個化學反應不能稱為可逆反應。
（1）「逆」：化學平衡研究的物件是可逆反應。
（2）「等」：化學平衡的實質是正、逆反應速率相等，即：v(正) = v(逆)。 （3）「動」：v(正) = v(逆) ≠0
（4）「定」：平衡體系中，各組分的濃度、質量分數及體積分數保持一定（但不一定相等），不隨時間的變化而變化。
（5）「變」：化學平衡是在一定條件下的平衡，若外界條件改變，化學平衡可能會分數移動。
（6）「同」：在外界條件不變的前提下，可逆反應不論採取何種途徑，即不論由正反應開始還是由逆反應開始，最後所處的平衡狀態是相同的，即同一平衡狀態。
為什麼可逆反應公升高溫度，活化能大的方向化學反應速率
5樓：匿名使用者
可逆反應
公升高溫度，活化能大的方向化學反應速率增大程度大。
①公升高溫度，化學反應速率v一定增大。
②全氣體反應平衡體系中產物的體積分數，可能為吸熱反應，也可能為放熱反應，則公升高溫度，可能正向移動或逆向移動，體積分數不一定增大。
③水的電離吸熱，則公升高溫度水的離子積常數kw增大。
④可能為吸熱反應，也可能為放熱反應，則公升高溫度，可能正向移動或逆向移動，化學平衡常數k不一定增大。
⑤弱酸的電離吸熱，則公升高溫度弱酸的電離平衡常數ka增大。
⑥水解反應吸熱，則公升高溫度鹽類的水解平衡常數增大。
已知一可逆反應正反應的活化能，怎樣求逆反應的活化能？
6樓：angela韓雪倩
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，若乙個反應正向活化能為20，反應△h=-10，則該反應逆向活化能為30（單位：kj/mol）。
注意，應用此方法的前提是該反應是一級反應，即沒有過渡態一次成型的反應。
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。對複雜的非基元反應，反應活化能是總包反應的的表觀活化能，即各基元反應活化能的代數和。
絕大部分的反應都存在可逆性，一些反應在一般條件下並非可逆反應，而改變條件（如將反應物置於密閉環境中、高溫反應等等）會變成可逆反應。
7樓：花中君子
正反應活化能減焓變值，就是你反應活化能。
比如：a←可逆→b，△h=a kj/mol（注意a的符號，放能是負，吸能為正）
正反應活化能為b kj/mol(這肯定是正的了)則逆反應活化能就為b-a kj/mol
若a為負，明顯逆反應活化能是正的了。
若a為正，能說明逆反應活化能小於正反應活化能，但也大於0.
8樓：匿名使用者
你好，其實這個問題並不難解決。
這類問題的關鍵還是畫圖，只要畫出影象一般問題就不大了。
（一般是正反應活化能，正反應焓變，逆反應焓變，逆反應活化能中知道兩個就能求出另外兩個）
建議你多去看看和想想影象，那個幫助是最大的。
求採納，謝謝。如有疑問，歡迎追問
某 吸熱 反應正反應活化能威20kj/mol，逆反應活化能為多少 。答案為小於20kj/mol。解釋一下
9樓：匿名使用者
正反應的活化能是發生反應所需要的能量，逆反應的活化能是反應中又釋放出的能量
正反應的活化能減去逆反應的活化能就等於總反應的吸熱放熱量如果差值大於0則說明是吸熱反應
小於0是放熱反應
10樓：
是應該少於20的，因為該反應為吸熱反應，生成物的能量大於反應物的能量。故活化能是正反應大。不知這樣的回答你能不能理解？我畫了乙個圖，你看看能否理解，不要把活化能和反應的焓變混淆起來哦
反應活化能的意義明顯麼
11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乙個重要分支學科，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乙個放熱的、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》
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