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~
问题描述：
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~
答
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.
答
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
答
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.