在化学学习中，关于“活化能”与“反应速率”之间的关系，常常会引发一些误解。有人认为，活化能越高，反应就越快；也有人则认为，活化能越低，反应越容易进行。那么，“化学反应的活化能越大，反应速率却大，是否正确？”这一说法到底有没有道理呢？

首先，我们需要明确什么是活化能。活化能是指反应物分子要发生化学反应，必须克服的最小能量障碍。换句话说，它是反应物转化为产物过程中所需的能量门槛。根据阿伦尼乌斯方程（Arrhenius equation），反应速率常数 $ k $ 与活化能 $ E_a $ 的关系为：

$$

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

$$

其中，$ A $ 是指前因子，$ R $ 是气体常数，$ T $ 是温度。从这个公式可以看出，当活化能 $ E_a $ 增大时，指数项 $ e^{-E_a/(RT)} $ 会减小，从而导致反应速率常数 $ k $ 减小。也就是说，活化能越高，反应速率通常越慢。

因此，题目中的说法“化学反应的活化能越大，反应速率却大”是不正确的。它违背了基本的化学动力学原理。

不过，也有一些特殊情况需要考虑。例如，在某些催化反应中，催化剂通过降低活化能来加快反应速度。但即使在这种情况下，活化能的降低仍然是反应速率加快的原因，而不是相反。

此外，温度的变化也会对反应速率产生显著影响。升高温度可以增加分子的平均动能，使更多的分子具备足够的能量去克服活化能壁垒，从而提高反应速率。但这并不改变活化能本身与反应速率之间的反比关系。

总结来说，活化能越大，反应速率越小，这是符合化学动力学规律的。因此，“化学反应的活化能越大，反应速率却大”这一说法是错误的，应当予以纠正。

在学习化学的过程中，理解这些基本概念之间的关系非常重要，只有这样才能避免常见的误区，提升科学思维能力。