1樓：鄞曉藍賈夏
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內能量。
不同的容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。所以，活化能的決定因素由不同的反應決定。
很明顯，它是對一個反應來說的。
什麼是活化能？
2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。
3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。
「活化能」是什麼？
4樓：萬里茗香
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。
活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。
概述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。
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。
活化能是什麼意思？（化學）
5樓：匿名使用者
活化能是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
活化能即活化分子平均能量與反應物分子平均能量的差值(只有活化分子才能參與反應)
望採納o，親！！！！
6樓：匿名使用者
物體反應所釋放的能量
什麼是活化能?
7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。
8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。
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