溫度與反應速率常數的關系式

『壹』 化學反應速率與溫度有什麼關系

你問的問題屬於動力學的范圍。 至於升溫使正反應速率增加，可以由某些動力學方程得到。這將非常復雜。 動力學裡面有用於表示化學反應速率的方程，叫做質量做用定律。質量作用定律中有濃度表達項，這說明化學反應速率與物質濃度有關系；還有一個速率常數k，這個速率常數可以根據阿侖尼烏斯公式表達，其中含有溫度T和活化能Ea。 因此可以知道，改變溫度實際是影響了質量作用定律中的速率常數k。 根據一系列積分運算和作圖，我們可以得到一個結論：一般地，升高相同的溫度，活化能大的反應，速率常數擴大的倍數大。濃度不變時，速率增大的幅度就大。 因此，如果升高溫度使化學平衡正向移動，不嚴格的情況下我們可以說：原因就是正反應的活化能基本大於逆反應。

『貳』 溫度對速率常數的影響

為了完成基元化學反應，所涉及的分子必須要達到某一距離，而且更多復雜的分子在空間上的排列彼此適合。注意，以下討論的是專門針對基元反應而言。

化學反應是通過改變分子結構或打破化合鍵使分子重新排列實現的，反應以後發生最終反應產物的弛豫現象。反應第一步需要活化能E_af，而最終反應產物的弛豫則釋放能量E_ab，圖4.2表示了能量與反應進程的關系。可見，正向反應物至少需要 E_af的能量去克服活化能障礙，而逆反應需要 E_ab的能量從生成物變成反應物。具有高於能量E的粒子概率根據Boltzmann 統計學，與 exp（-E/RT）成正比（T為絕對溫度，R是氣體常數）。反應速率與碰撞因子A（單位時間內碰撞的數目）成正比。A與溫度有關，則反應速率為

岩溶作用動力學與環境

由此可得速率常數k：

岩溶作用動力學與環境

這是Arrhenius（阿列紐斯）型方程。由於基元反應常數k_f和k_b與平衡常數K有關，故有

岩溶作用動力學與環境

這是平衡常數依賴於溫度的一般方程。其中能量差ΔE是反應中釋放的能量。在大多數反應中，ΔE近似等於焓變。

活化能量的大小決定了反應速率對溫度的依賴關系，並提供了反應機制的信息。

在擴散機理控制的反應中，一旦反應物相遇，便立即發生反應，不需要克服能量的障礙。因此，反應速率常數與反應物A→B的通量成正比。這個通量與擴散系數成正比。一般擴散系數與溫度的關系也呈Arrhenius型，並具有較低的活化能（ΔE＜20 kJ·mol^-1）。

在化學控制機理（非均質表面反應控制）中，其活化能較高。如方解石溶解的3個基元反應中的2個基元反應的活化能ΔE≈32 kJ·mol^-1（Plummer et al.，1978）。這兩個基元反應在pH＞6 時是重要的。當pH值較低時，主要是氫離子影響CaCO₃的溶解，如方解石在HCl溶液中的溶解。這時，活化能為ΔE=8 kJ·mol^-1，表示H⁺向方解石表面的擴散傳輸控制著反應速率（Plummer等，1978；Sjoberg，1983）。

圖4.2 與正、逆反應活化能有關的潛障

『叄』 請問化學反應速率常數與溫度,濃度的關系.

溫度越高速率越高,濃度要看固體還是氣體液體,固體不影響,氣體液體的話濃度越高速率越高

『肆』 請問化學反應速率常數與溫度，濃度的關系。

溫度越高速率越高，濃度要看固體還是氣體液體，固體不影響，氣體液體的話濃度越高速率越高

『伍』 化學反應速率和溫度的關系問題

溫度每升高10K，反應速率增加到原來的2-4倍（范·特霍夫的經驗規律）

1、不一定。

反例如下：（中學階段一致認為溫度升高速率加快）

當然，在溫度極高的情況下，實際情況更為復雜，這個討論只是簡單地建立在Arrhenius方程上的不太嚴格的討論。

可逆反應（正反應吸熱）溫度增加到一定限度的情況下反應方向會反向進行，但是速率還是增大的，改變的是反應的限度。

『陸』 什麼是Arrhenius方程 這是溫度與反應速率的關系的一個公式,辛苦了.

阿倫尼烏斯方程,化學反應速率常數隨溫度變化關系的經驗公式.公式寫作k=Ae－Ea/RT.k為速率常數,R為摩爾氣體常量,T為熱力學溫度,Ea為表觀活化能,A為指前因子(也稱頻率因子).也常用其另外一種形式：lnk=lnA—Ea／RT.據此式作實驗數據的lnk～1／T圖為一直線,由斜率可得表觀活化能Ea,由截距可得指前因子A

『柒』 化學反應速率和反應速率常數的關系是什麼

關系是反應速率常數是測試化學反應速率的表現。

『捌』 反應數率常數與溫度有關嗎

當然和反應歷程有關 一個簡單的列子 催化劑可以增大反應常數 這就是歷程改回變有關 降低了活答化能 更多的活化分子 這就改變了歷程至於阿累呢無私方程是不考慮催化劑條件下的經驗方程 就只和溫度有關
這個就說不清楚了 不同條件下的反應有所不同.
比如溶液中的反應 和溶劑的常數和性質相關

『玖』 不同溫度下反應速率常數怎麼算

乙酸乙酯的皂化反應是一個典型的二級反應：
ch3cooc2h5+oh-→ch3coo-+c2h5oh
設反應物乙酸乙酯與鹼的起始濃度相同，則反應速率方程為：
r
=
=kc2
積分後可得反應速率系數表達式：
(推導)
式中：為反應物的起始濃度；c為反應進行中任一時刻反應物的濃度。為求得某溫度下的k值，需知該溫度下反應過程中任一時刻t的濃度c。測定這一濃度的方法很多，本實驗採用電導法。
用電導法測定濃度的依據是：
(1)
溶液中乙酸乙酯和乙醇不具有明顯的導電性，它們的濃度變化不致影響電導的數值。同時反應過程中na+的濃度始終不變，它對溶液的電導有固定的貢獻，而與電導的變化無關。因此參與導電且反應過程中濃度改變的離子只有oh-和ch3coo-。
(2)
由於oh-的導電能力比ch3coo-大得多，隨著反應的進行，oh-逐漸減少而ch3coo-逐漸增加，因此溶液的電導隨逐漸下降。
(3)
在稀溶液中，每種強電解質的電導與其濃度成正比，而且溶液的總電導等於溶液中各離子電導之和。
設反應體系在時間t=0，t=t
和t=∞時的電導可分別以g0、gt
和g∞來表示。實質上g0是
naoh溶液濃度為時的電導，gt是
naoh溶液濃度為c時的電導與ch3coona溶液濃度為-
c時的電導之和，而g∞則是產物ch3coona溶液濃度為
時的電導。即：
g0=k反c0
g∞=k產c0
gt=k反c+k產(c0-
c)
式中k反，k產是與溫度，溶劑和電解質性質有關的比例系數。
處理上面三式，可得
g0-
gt=(k反-
k產)(c0-
c)
gt-
g∞=(k反-
k產)c
以上兩式相除，得
代入上面的反應速率系數表達式，得
k=
上式可改寫為如下形式：
gt=
+
g∞
以gt對作圖，可得一直線，直線的斜率為，由此可求得反應速率系數k，由截距可求得g∞。
二級反應的半衰期t1/2
為：
t1/2=
可見，二級反應的半衰期t1/2
與起始濃度成反比。由上式可知，此處t1/2
即是上述作圖所得直線之斜率。
若由實驗求得兩個不同溫度下的速率系數k，則可利用阿累尼烏斯(arrhenius）公式：
ln=()
計算出反應的活化能ea。
你恐怕要自己代入數值計算才可以得到

『拾』 化學反應速率與溫度的關系

溫度越高，化學反應速率越快