1樓：黴死我
標準摩爾焓變一般只受溫度的影響，活化能跟他沒有什麼關係
△h和活化能的關係是什麼
2樓：demon陌
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數，與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk而△g=△h-t△s，由這三個關係式，可以得到焓變和活化能的關係。
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。 （阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推匯出來的活化能，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。
3樓：椴
△h即焓變
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數,與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk而△g=△h-t△s . 由這三個關係式,可以得到焓變和活化能的關係.
希望可以幫到你，謝謝，望採納。
4樓：黴死我
我知道活化能和熱力學能有關係，而熱力學能和焓也有關係，所以還是存在一定關係的
焓變與活化能有關係嗎？若有，是什麼呢？……………………好的採納！
5樓：匿名使用者
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數,與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk
而△g=△h-t△s . 由這三個關係式,可以得到焓變和活化能的關係.
正逆反應活化能之差一定等於焓變嗎
6樓：匿名使用者
一般不一樣.
對於反應a→c(過渡態)→b來說,正反應活化能為a、c能量之差,逆反應活化能為b、c能量之差,一般不同.但a、b能量相同時,正逆反應活化能相同（如環己烷構象轉化）.
以上討論的反應都是基元反應（直接進行的反應）,大多數的反應由幾步反應串連,更為複雜.
活化能比焓大嗎
7樓：匿名使用者
活化能是動力學方面的一個概念，相當於能壘，反應物能量需要跨越該能壘才能順利反應。
焓是熱力學方面的一個概念，h=u+pv，只是一個用熱力學能、壓強和體積表出的狀態函式，我並不知道它的絕對值代表什麼。一般認為焓的絕對值是沒有意義的，焓在反應前後的變化代表了恆壓反應的吸熱、放熱情況。
具體扯關係是這樣的：比如某一個反應，正反應活化能為e1，逆反應活化能為e2，那麼正反應焓變當為e1-e2，逆反應焓變為e2-e1。但是沒聽說過拿焓的絕對值跟活化能比較的。
供參考。
8樓：
就不是一個事，不一定的，活化能是 最大值 減開始的
h=u -pv
9樓：匿名使用者
二者沒有固定關係，可能大也可能小。
10樓：匿名使用者
不能比較吧，焓有負的。
氨氣和稀鹽酸反應的標準摩爾焓變是多少？
11樓：匿名使用者
氨氣和稀複鹽酸反應的標準摩
爾焓變制是多少？
標準摩爾反應焓：n2(g) + 3h2(g)---2nh3(g)氨氣的標準摩爾生成焓：1/2n2（g)+3/2h2(g)------nh3(g)
標準摩爾生成焓是指在標況下生成1molxx所發生的焓變.
焓變與活化能有何關係?
12樓：匿名使用者
活化能用阿倫尼烏斯公式計算：lnk=lna—ea/rt （ea為活化能）
其中k為平衡常數，與吉布斯自由能關係：△g=rtlnk
而△g=△h-t△s 。 由這三個關係式，可以得到焓變和活化能的關係。
13樓：
detag=detah-tdetas
deta指變
對於一個活化能為零的反應能說明什麼？拜託各位大神
14樓：茄子
活化能是0，這說明這個反應處在平衡點。催化劑可以增加反應速率，但是系統仍然會處於平衡點， 平衡常數只和標準活化能變相關
加熱會提供活化能那不是會增加反應難度嗎
15樓：精銳教育胡先生
加熱不會改變活化能，催化劑才會降低活化能，活化能指的是活化分子有效碰撞達到後進行化學反應的標準。加熱是增加活化分子,也就是增加反應物的有效碰撞,也就是達到活化能,而不是降低活化能
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