温度增加有利于活化能大的反应进行

这个结论是**正确**的。以下是详细的解析： ### 1. 理论依据：阿伦尼乌斯方程 化学反应速率常数 $k$ 与温度 $T$ 和活化能 $E_a$ 之间的关系由**阿伦尼乌斯方程**描述： $$ k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}} $$ 其中： * $k$ 是反应速率常数 * $A$ 是指前因子（频率因子） * $E_a$ 是活化能 * $R$ 是理想气体常数 * $T$ 是热力学温度 ### 2. 数学推导分析 为了比较不同活化能的反应对温度变化的敏感程度，我们可以对阿伦尼乌斯方程两边取自然对数，然后对温度 $T$ 求导： $$ \ln k = \ln A - \frac{E_a}{RT} $$ 对 $T$ 求导得到： $$ \frac{d(\ln k)}{dT} = \frac{E_a}{RT^2} $$ 这个式子 $\frac{d(\ln k)}{dT}$ 代表了**反应速率常数随温度变化的相对变化率**。 * 从公式可以看出，$\frac{d(\ln k)}{dT}$ 与活化能 $E_a$ 成**正比**。 * 这意味着，**活化能 $E_a$ 越大**，$\frac{d(\ln k)}{dT}$ 的值就越大。 * 换句话说，当温度升高时，活化能大的反应，其速率常数 $k$ 增加的倍数（或幅度）比活化能小的反应更大。 ### 3. 直观理解 * **活化能的物理意义**：活化能可以看作是反应发生需要跨越的“能量门槛”。 * **温度升高的影响**温度升高意味着分子的平均动能增加，拥有足够能量跨越门槛的分子比例增加。 * **高门槛 vs 低门槛**： * 对于活化能小（门槛低）的反应，即使在低温下，也有较多分子能跨越门槛，温度升高带来的“额外助力”相对不明显。 * 对于活化能大（门槛高）的反应，低温下能跨越门槛的分子极少。温度升高显著增加了高能分子的比例，使得能跨越高门槛的分子数量呈指数级剧烈增长。 ### 4. 结论 因此，**升高温度对活化能大的反应促进作用更显著**。如果在一个体系中同时存在活化能不同的大、小两个反应，升高温度会使活化能大的反应速率增加得更快，从而有利于该反应的进行（或在竞争反应中占据优势）。 所以，题目中的说法“温度增加有利于活化能大的反应进行”是**正确**的。