对于放热反应而言,正反应的活化能总是大于逆反应的活化能。.

考查要点：本题主要考查学生对化学反应中活化能与反应热（ΔH）关系的理解，以及正、逆反应活化能的比较。

解题核心思路：

1. 明确活化能的定义：活化能是反应物转化为产物所需克服的能量障碍，正反应与逆反应的活化能不同。
2. 联系反应热与活化能的关系：正反应的活化能（$E_{\text{正}}$）与逆反应的活化能（$E_{\text{逆}}$）之差等于反应的焓变（$\Delta H$），即 $\Delta H = E_{\text{正}} - E_{\text{逆}}$。
3. 判断放热反应的焓变符号：放热反应的 $\Delta H < 0$，代入公式可推导出 $E_{\text{正}} < E_{\text{逆}}$，从而得出结论。

破题关键点：

• 公式 $\Delta H = E_{\text{正}} - E_{\text{逆}}$ 的应用是本题的核心，需结合放热反应的焓变符号进行推导。

放热反应的活化能关系分析：

1. 公式推导：
   根据活化能与焓变的关系：
   $\Delta H = E_{\text{正}} - E_{\text{逆}}$
   对于放热反应，$\Delta H < 0$，代入公式得：
   $E_{\text{正}} - E_{\text{逆}} < 0 \quad \Rightarrow \quad E_{\text{正}} < E_{\text{逆}}$
   因此，正反应的活化能小于逆反应的活化能。

2. 举例验证：
   以燃烧反应为例，燃烧是典型的放热反应。反应物（如木炭和氧气）需要较低的活化能即可发生燃烧（正反应），而燃烧产物（如二氧化碳）要恢复到反应物状态（逆反应）需要极高的能量输入，说明 $E_{\text{正}} < E_{\text{逆}}$。

结论：题目中“正反应的活化能总是大于逆反应的活化能”的说法与推导结果矛盾，因此答案为错误。