用活化能计算焓变
答：△H即焓变 活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）其中K为平衡常数,与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK 而△G=△H-T△S . 由这三个关系式,可以得到焓变和活化能的关系.希望可以帮到你，谢谢，望采纳。
答：活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）其中K为平衡常数，与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK 而△G=△H-T△S，由这三个关系式，可以得到焓变和活化能的关系。分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。 （阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能...
答：活化能是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量，活化能Ea与活化焓rHm二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能。
答：从微观角度：ΔH=E吸收-E放出。E表示活化能即分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量，ΔH表示焓变即物体焓的变化量，E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量，可以通过ΔH的大小来判断反应的类型，ΔH>0表示吸热反应，ΔH为<0表示放热反应。活化...
答：反应的标准摩尔反应焓=正反应活化能—逆反应活化能。特点：1、反应不能进行到底.可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100%地全部转化为生成物。2、可逆反应一定是同一条件下能互相转换的反应，如二氧化硫、氧气在催化剂、加热的条件下，生成三氧化硫；而三氧化硫在同样的条件下可分解为二氧化硫和氧气...
答：一般来说,一个化学反应的进行,都是反应物物质中的化学键断裂,生成物中化学键形成.而断裂化学键要消耗能量,生成化学键要释放能量,这就是键能.而化学反应的能量变化往往表现为热能.所以计算一个反应的能量变化,即焓变,一个方法就是用反应物的键能减去生成物的键能,就是该反应的热量变化.如何理解这个方法...
答：完全可以构造出反应焓类似而活化能截然不同的反应。但是，如果所研究的反应的机理比较清楚，那么其活化能的表达式确实可能显式地包含一热力学参数。其中就是活化能，是“重组能”，题主这里不用管是啥。关键的是，这里的就是反应的吉布斯自由能变。你可以进一步把 拆成焓变和熵变的组合，于是活化能和...
答：1，反应热和活化能的关系：假如是放热反应放出的热量就是反应热，逆反应活化能减去正反应活化能就是反应热。2，焓变和反应热的区别：而焓变和反应热看似是一样的，但是体积变化会导致这个反应系统内吸热放热，此时因为外界的物理条件有改变的话反应系统焓变就会改变，（就可以理解在一个密闭不导热小盒子...
答：△H（焓变化）和活化能之间存在关系，但它们并不相同。△H是指化学反应在恒定温度和压力下的焓变化，表示反应物到产物之间能量的差异。它是判断反应是否放热或吸热以及反应的热力学性质的重要指标。活化能是指反应必须克服的能垒，也就是反应发生所需的最小能量。在化学反应中，反应物要转化为产物需要...
答：活化能与温度有关，对凝聚相反应E=摩尔焓变-RT。而摩尔焓变在温差不大的情况下可视为保持不变。因此T1温度下，E1=摩尔焓变-RT1；T2温度下，E2=摩尔焓变-RT2。然后分别列出两温度下的阿伦尼乌斯公式，相比再整理就可以化出答案中式子了。若是n分子气相反应则是E=摩尔熵变-nRT，结果一样。
网友评论：
王恒13270732701：
正反应的活化能是E1,逆反应的活化能是E2,求正反应的焓变如题 -
64913桓胖
：[答案] 正反应焓变=E1-E2
王恒13270732701：
焓变与活化能有何关系? -
64913桓胖
： 活化能用阿伦尼乌斯公式计算:lnk=lnA—Ea/RT (Ea为活化能)其中K为平衡常数,与吉布斯自由能关系:△G=RTlnK而△G=△H-T△S . 由这三个关系式,可以得到焓变和活化能的关系.
王恒13270732701：
正反应的活化能是E1,逆反应的活化能是E2,求正反应的焓变 -
64913桓胖
： 正反应焓变=E1-E2
王恒13270732701：
对于键能 燃烧热 活化能的焓变计算,为什么要用反应物 - 生成物? -
64913桓胖
：[答案] 一般来说,一个化学反应的进行,都是反应物物质中的化学键断裂,生成物中化学键形成.而断裂化学键要消耗能量,生成化学键要释放能量,这就是键能.而化学反应的能量变化往往表现为热能.所以计算一个反应的能量变化,即焓变,...
王恒13270732701：
化学反应焓变 -
64913桓胖
： 采用t-T曲线外推法可以计算出反应的活化能,而用反应平衡前后的温度差计算,因为不知道反应平衡的位置,反应后最高温度可能没有达到化学反应平衡.一般情况下,如果没有给出图像可以用反应平衡前后的温度差计算,如果给出图像就用t-T曲线外推法.
王恒13270732701：
焓变计算公式 -
64913桓胖
： 1、从宏观角度:焓变(△H):ΔH=H生成物-H反应物(宏观),其中: H生成物表示生成物的焓的总量;H反应物表示反应物的焓的总量;ΔH为“+”表示吸热反应,ΔH为“-”表示放热反应. 2、从微观角度:ΔH=E吸收-E放出 (微观),其中...
王恒13270732701：
已知反应方程式,及焓变.如何求出反应的活化能? -
64913桓胖
：[答案] 这是我们大学学的啊!我记得是lgk=laA-Ea/RT 而G=H-S*T 和吉布斯自由能和速率方程的一个弄得,好像蛮烦的
王恒13270732701：
已知:H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)焓变为负241.8KJ.mol,该反应的活化能为167.2KJ.MOL,则逆反应的活化能为多少 -
64913桓胖
：[答案] 正反应的活化能-逆反应的活化能为焓变. 所以就可以求出来了.只是加减法而已 仅供参考
王恒13270732701：
某一反应的活化能为105KJ.mol^ - 1,该反应在400℃时的反应速率是80℃时的几倍?怎么算出来 -
64913桓胖
： k(T) = A*exp[-Ea/RT] k(400℃)/k(80℃) = k(673K)/k(353K) = exp[-Ea/673R]/exp[-Ea/353R] = 2.44*10^7
王恒13270732701：
焓变怎么计算 -
64913桓胖
： 计算反应焓变可有多种方法: 最常用的是:反应的标准摩尔焓变 = 产物总标准摩尔生成焓 - 反应总标准摩尔生成焓 此外利用,有机物的燃烧焓,键能,相关反应的焓变(通过Hess定律计算),G-H公式,反应的平衡常等都可以计算.
