活化分子一定能发生有效碰撞吗
活化分子的定义是只要能量高于平均能量就行了吗？
活化分子的定义是只要能量高于平均能量就行了吗？
有些分子的能量高于分子的平均能量，称为活化分子，这是错误的。活化分子是具有足够能量(动能)的分子。当它们与其他分子碰撞时，它们会打破化学键，从而引发反应。
物质中的分子总是处于不规则热运动中，每个分子的速度和动能都不一样，有小有大。它们的平均动能叫做平均动能，化学中的平均能量指的是平均动能。
这些分子中的一部分，如果动能足够大，可以引发一个反应，就是活化分子。而一些能量较低的分子可能达不到激活分子的能量。
平均动能与活化能无关。反应物的温度越高，平均动能越大。但动能平均的分子是否是活化分子，取决于化学键的牢固程度。对于反应物化学键不稳定的情况，所需活化能很小。当温度不太高时，许多分子的动能足以克服化学键的作用。
相反，化学键很强，即使在更高的温度下，大部分分子也可能达不到激活分子的能量，所以这些物质的反应性比较差。
为什么活化能越大反应越不容易进行？
反应必须达到一定的能量，这个能量叫做活化能，所以活化能越高，反应需要的能量越高，反应越困难，反应越慢！
大部分分子的能量接近平均分子能量，能量越高，分子数越少。活化能越大，达到反应标准的分子越少，所以反应速度越慢。
碰撞理论的理论基础？
(1)分子是硬球形的。
(2)反应分子A和B必须碰撞才能反应。
(3)只有那些能量超过普通分子平均能量且空间取向合适的活化分子，即 "有效碰撞和碰撞，才能反应过来。
基于此，结合气体分子运动理论，导出气相双分子反应的速率常数(k)如下:kN0(rArb)2[8πrt(1/ma1/MB)]1/2e-e/rtb t1/2e-e/rt，其中N0为阿伏伽德罗常数，Ra和rb为分子半径，ma。
足够能量的反应粒子相互碰撞，分解化学键，产生化学反应。这就是碰撞理论。没有这种能量，粒子只是跳来跳去，不会互相伤害。
1918年，刘易斯利用气体分子运动理论的结果，提出了反应速率的碰撞理论。
该理论认为反应物分子之间的碰撞是反应的前提条件。反应物分子的碰撞频率越高，反应速率越大。