化學活化

『壹』 高中化學活化能和活化分子概念

活化能是熱力學角度的概念，任何反應都是通用的。但是，高中階段和大學階段熱化學主要關注氣體反應，所以你會有隻適用於氣體反應的錯覺

『貳』 為什麼化學反應是活化分子

1.一定溫度下如果加催化劑或阻抑劑會使活化分子增多或減少
2,反應時,活化分子發生有效碰撞使舊鍵斷裂
3.有
4.熱力學說明方向,動力學研究速率
5.必須是活化分子
6.熱力學許多參數（焓熵變,自由能,平衡常數）是標態的,溫度變化就不準了（有時也近似處理）
7.本人高中生,意見僅供參考,

『叄』 高中化學，活化能是什麼意思

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稱為活化能。
（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。
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化學反應
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於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。具有能量大於或等於Ec的分子稱為活化分子。
在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作
活化能原理
活化能原理
圖，如圖1所示。從圖1可以看出，原則上來說，反應物分子的能量可以從0到∞，但是具有很低能量和很高能量的分子都很少，具有平均能量Ea的分子數相當多。這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關系圖，叫做一定溫度下分子能量分布曲線圖。
圖1中，Ea表示分子的平均能量，Ec是活化分子具有的最低能量，能量等於或高於Ec的分子可能產生有效碰撞。活化分子具有的最低能量Ec與分子的平均能量Ea之差叫活化能。
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，更重要的是由於氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。圖2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。誠心為您回答，希望可以幫助到您，贈人玫瑰，手有餘香，好人一生平安，有
用的話，給個好評吧O(∩_∩)O~

『肆』 化學里的強活化是什麼意思

。。。能與其他試劑反應的能力。可以包括氧化，還原等能力。

『伍』 什麼叫做「去活化」 （化學）

「活化」的意思是更有效地進行某個反應，比如某個基團，如氨基，對苯環的活化。-NH2對鄰對位有活化作用，它的效果很強，所以鄰對位都可能會引入取代基；如果只想對位上取代基的話，可以將-NH2變成-NHAc，這時它的活化效果就降低了，一般只會在對位上取代基。降低反應的效果，這就是去活化。

『陸』 高二化學活化分子 定義

這里的平均能量指的是該種分子可以發生特定化學反應的平均能量，並不是指能量的平均值

比如A要反應的能量是4，B是6，則平均能量就是5

提高氣體溫度，該種分子可以發生特定化學反應的平均能量不會改變，但是自身的能量增大了，所以速率上去了

有不明白的發信息吧

『柒』 化學中的活化分子是什麼

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。
謝謝採納！

『捌』 中葯化學 活化去活化概念是什麼

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.（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.
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於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.具有能量大於或等於Ec的分子稱為活化分子.
在一定溫度下,將具有一定能量的分子百分數對分子能量作
活化能原理
圖,如圖1所示.從圖1可以看出,原則上來說,反應物分子的能量可以從0到∞,但是具有很低能量和很高能量的分子都很少,具有平均能量Ea的分子數相當多.這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關系圖,叫做一定溫度下分子能量分布曲線圖.
圖1中,Ea表示分子的平均能量,Ec是活化分子具有的最低能量,能量等於或高於Ec的分子可能產生有效碰撞.活化分子具有的最低能量Ec與分子的平均能量Ea之差叫活化能.
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,更重要的是由於氣體分子能量增加,使活化分子百分數增大.圖2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.
阿倫尼烏斯公式
非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量為活化能的計算可用阿倫尼烏斯方程求解.阿倫尼烏斯方程反應了化學反應速率常數K隨溫度變化的關系.在多數情況下,其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述：
K=Aexp(-Ea/RT) （1）
式中：κ為反應的速率系（常）數；Ea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參數；R為摩爾氣體常數；T為熱力學溫度.
（1）式還可以寫成：
lnκ=lnA-Ea/RT （2）
lnκ=與-1/T為直線關系,直線斜率為-Ea/R,截距為 lnA,由實驗測出不同溫度下的κ值,並將lnκ對1/T作圖,即可求出E值.
例：由Ea計算反應速率系數k
當已知某溫度下的k和Ea,可根據Arrhenius計算另一溫度下的k,或者與另一k相對應的溫度T.
2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)
已知：T1=298.15K,k1=0.469×10s
T2=318.15K,k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K時的k3.
Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol
lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R
K3=6.12/1000S
對於更為復雜的描述κ與T的關系式中,活化能E定義為：E=RT2（dlnκ/dT）（3）
活化能
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.
對於復合反應,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.

『玖』 什麼叫做「去活化」 （化學） 盡量用通俗語言解釋一下,謝謝各位了!

「活化」的意思是更有效地進行某個反應,比如某個基團,如氨基,對苯環的活化.-NH2對鄰對位有活化作用,它的效果很強,所以鄰對位都可能會引入取代基；如果只想對位上取代基的話,可以將-NH2變成-NHAc,這時它的活化效果就降低了,一般只會在對位上取代基.降低反應的效果,這就是去活化.

『拾』 化學活化能應該怎麼理解

簡單來說化學反應里反應物到產物的過程中要經歷一個較高能量的過渡態，將反應物轉化到過渡態所需的能量就是活化能