活化能和活化分子、“有效碰撞”间的关系

为什么说活化能越小。活化分子越多,分子间的碰撞越有效。请举个例子~~~谢谢!... 为什么说活化能越小。活化分子越多,分子间的碰撞越有效。请举个例子~~~谢谢! 展开
abidexu
2010-08-15 · TA获得超过7580个赞
知道大有可为答主
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这个就没有啥例子好举的了。只是一个模型而已。
分子间要发生反应,必须进行碰撞。但并不是所有的碰撞都可以发生反应,这是可以理解的,所以把会发生反应的那部分碰撞,称为有效碰撞。

有效碰撞的条件之一是两个碰撞的分子都具有足够的能量。我们就将这些具有足够能量的分子称为活化分子了。所以说,为什么不是全部碰撞都有效呢?就是因为那些分子的能量不够,类似于撞不出火花,不能点燃一样。

所以活化分子越多,自然就碰撞越有效了。

而活化分子跟普通分子的区别在于能量。两者之间的能量差为活化能。显然,活化能越小,这两者就越接近,那自然活化分子就越多了。
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本回答由MCE 中国提供
陶尘
2010-08-15
知道答主
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活化能是活化分子的平均能量与普通分子平均能量的差。所以活化能越高说明能达到高能量的分子越少,有效碰撞机会越少。反应越难!氢气和氧气在室温条件时不反应,加热或点燃时反应,就是给反应物提供了活化能,使反应进行.
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沸腾飞鸟
2010-08-15 · TA获得超过345个赞
知道小有建树答主
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活化能就是反应所需要能量的大小 分子的能量有大有小 活化分子就是符合活化能的分子 一般都是能量比较高的 就是速度大 活化能就像山的高度 山越高越难爬 降低活化能就相当于在山下打个隧道 不需要那么多能量就能通过 正催化剂一般就可以这么理解 分子间的反应需要碰撞 就要有正确的方向和足够大的能量 有能量的分子越多 所需要的能量越小(就是活化能) 其中碰撞方向正确的就越多 反应就越剧烈
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