在化學學習中，關于“活化能”與“反應速率”之間的關系，常常會引發一些誤解。有人認為，活化能越高，反應就越快；也有人則認為，活化能越低，反應越容易進行。那么，“化學反應的活化能越大，反應速率卻大，是否正確？”這一說法到底有沒有道理呢？

首先，我們需要明確什么是活化能。活化能是指反應物分子要發生化學反應，必須克服的最小能量障礙。換句話說，它是反應物轉化為產物過程中所需的能量門檻。根據阿倫尼烏斯方程（Arrhenius equation），反應速率常數 $ k $ 與活化能 $ E_a $ 的關系為：

$$

k = A \cdot e^{-E_a/(RT)}

$$

其中，$ A $ 是指前因子，$ R $ 是氣體常數，$ T $ 是溫度。從這個公式可以看出，當活化能 $ E_a $ 增大時，指數項 $ e^{-E_a/(RT)} $ 會減小，從而導致反應速率常數 $ k $ 減小。也就是說，活化能越高，反應速率通常越慢。

因此，題目中的說法“化學反應的活化能越大，反應速率卻大”是不正確的。它違背了基本的化學動力學原理。

不過，也有一些特殊情況需要考慮。例如，在某些催化反應中，催化劑通過降低活化能來加快反應速度。但即使在這種情況下，活化能的降低仍然是反應速率加快的原因，而不是相反。

此外，溫度的變化也會對反應速率產生顯著影響。升高溫度可以增加分子的平均動能，使更多的分子具備足夠的能量去克服活化能壁壘，從而提高反應速率。但這并不改變活化能本身與反應速率之間的反比關系。

總結來說，活化能越大，反應速率越小，這是符合化學動力學規律的。因此，“化學反應的活化能越大，反應速率卻大”這一說法是錯誤的，應當予以糾正。

在學習化學的過程中，理解這些基本概念之間的關系非常重要，只有這樣才能避免常見的誤區，提升科學思維能力。