有两个活化能，一个是E1，另一个是E2。但只要达到E1，反应开始，中间体释放的热量就足以激活E2反应，所以总活化能只有E1。
活化能是指反应达到过渡态时的能量，也称为势能垒。活化能不等于反应破键时吸收的能量，而是指过渡态和初始态的能量差
活化能:活化分子产生的额外能量。问题:活化能=断裂键反应吸收的能量吗？
活化能是指化学反应中反应物分子到达活化分子所需的最小能量。活化能不等于断键吸收的能量，分子源被激活，不需要断键。不同的反应有不同的机制。
我计算了气固非均相反应的活化能和频率因子。需要在不同温度下进行反应，然后根据温度和相应的反应速率(Arrhenius经验公式)计算活化能，应该差不多，希望如此。
如果是放热反应，正反应的活化能小于逆反应的活化能。在吸热反应的情况下，正反应的活化能大于逆反应的活化能。不同温度下分子能量分布不同。当温度升高时，气体分子的输送。
看了写的资料，说热力学方程得到的反应活化能不能反映实际能耗。
反应活化能是动力学研究的一个范畴，可以用来计算反应速率与反应物和催化剂浓度的关系。实际能耗是热力学范畴，可以计算出反应在什么条件下可以发生，自发反应。
这是正确的。活化能越大，原子和核外电子的活性越强。原子之间碰撞的几率和强度增加，所以接触的速度和强度增加，这体现在化学反应中的反应速度上。
正反应活化能的焓变值就是你的反应活化能。比如A←可逆→B，△H=a kJ/mol(注意A的符号，释放能量为负，吸收能量为正)。如果正反应活化能为b kJ/mol(这一定是正的)，则它将被反转。
如何用活化能解释放热反应和吸热反应？
放热反应:产物总能量小于反应物总能量。吸热反应:产品总能量大于仿冒品。但似乎不能用活化能来解释。！！！活化能只是反应物的反应。
常温下反应的活化能是多少？kJ/mol。1kJ/mol =？电子伏特
A.逆反应活化能=正反应活化能+反应焓变化，所以△h=逆反应活化能-正反应活化能=(ea-eb)kj？Mol-1，所以a是正确的。b.h2热值142.9kj？G-1，氢气燃烧热142.9。
可以测量酶存在时的活化能。如果反应遵循一级动力学反应，画两张图，一张是不同温度下反应产物浓度对时间的图，计算各温度下酶催化反应的速率常数k，第二张是酶催化。
化学反应的活化能实验证明，只有碰撞分子的能量等于或超过一定的能量Ec(可称为临界能量)，才能发生有效碰撞。能量大于或等于Ec的分子称为激活。
活化能的定义:活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。活化能越大，活化分子百分比越小，反应越慢。活化分子的定义:相同温度下分子的能量。
(c)为了使反应进行，外界必须提供的最小能量称为反应活化能；反应热是反应过程(从开始到结束)的热效应(释放或吸收的热量)。活化能是决定化学反应速率的内在因素。
分子从正常状态转变为易于发生化学反应的活性状态所需的能量称为活化能。(阿伦尼乌斯公式中的活化能不同于动力学导出的活化能，也称阿伦尼乌斯活化能或经验。
根据arrhenius公式:(计算化学反应速率)lnk=lnk0-ea/rt可以看出，ea的活化能越高，反应常数k越小，活化能是反应的屏障，越难越过屏障，反应速率就会越低。活化能越大。
用阿伦尼乌斯公式k=Ae(-Ea/RT)(其中(-Ea/RT)是E的指数)计算大学化学中反应的活化能，已知一个(预因子)k(速率常数)r(摩尔气体常数)t(热力学温度)。
为什么化学反应中活化能越高，达到活化分子最低能量的分子数越少？？反应。
没关系，化学反应的活化能是指一个反应将要发生时所需要的能量；化学反应的反应热是反应结束后的能量变化。举个不恰当的例子:化学反应就像谈恋爱。
反应速率由浓度效应和温度效应决定。活化能是温度效应的表征，反映了反应的难易程度。只能说活化能大的反应更有利于反应。所以这句话是错的。
不存在，因为化学反应的本质是分子先变成原子，这个时候能量必须被吸收，所以活化能不为零。没有活化能为零的反应。
