基元反應溫度與反應速率

① 對於基元反應,反應速率系數總是隨溫度的升高而增大嗎

你說的反應速率系數是指速率常數吧。
速率常數隨溫度升高都是增大的，不管它是基元反應還是復雜反應。因為到目前為止還沒有發現化學反應的活化能是負值的。所以不管什麼反應升溫速率都是增大的。

② 基元反應的反應速率之比等於系數比嗎

這里的化學反應一定針對的可逆反應，也就是同時向右和向左都能發生的反應。化學平衡是化學反應進行到某個程度時出現的相持階段，就是一種平衡狀態，達到這個狀態則向左反應和向右反應的速率相等。
在從反應開始至達到平衡的過程，可以說就像拔河比賽，兩字力量懸殊的隊伍在比拼力量的大小，左邊的力量很大但是處於不斷衰竭，右邊力量開始很小但是不斷在增長，開始的時候會出現一邊倒的情況，左邊的占優勢，但是隨著時間的推移，二者會達到剛好力量相等，這時候就出現相持不下的階段。如果能長時間相持，就是平衡狀態出現了。
在化學反應中，比如氫氣+氮氣==氨氣
一般開始是通入了左邊兩種的反應物，開始反應時向右的反應速率大，向左的速率小（從零開始的），反應一段時間後的結果是左邊氣體減少，氨氣增多，即反應在向右進行。過一段時間後，氫氣和氮氣不再減少，氨氣也不再增多，也就是反應到一定程度就不再繼續轉化。其原因並不是反應停止，而是向左和向右的反應速率剛好相等，出現相持的情況，此時就達到化學平衡狀態。這種狀態與拔河的兩只隊伍的出現相持情況很像，其實雙方都在用力，不過由於實力相當，繩子動也不動，就看不出變化。這時如果某個相關條件發生改變，比如左邊的一方或右邊一方加了人，或者一方減少了人，相持的狀態就會被打破。對反應而言就是改變了向左的正反應速率或者向右的逆反應速率，使二者不再相等，若某一方向的反應占優勢則物質向那個方向轉化，即平衡向那個方向移動了。
也就是反應是一直在進行，但是平衡有可能達到了，也有可能沒達到。這個問題弄清楚了，再來看反應速率為什麼是等於系數比的問題：由於向右的反應是
氮氣與氫氣的碰撞引起的，每1個氮氣與三個氫氣消耗就會生成兩個氨氣，這樣
正反應速率
就是v(氮氣）：v(氫氣）：v（氨氣）=1：3：2.
同樣向左的反應是兩個氨氣分子碰撞引起的，每2個氨氣消耗則生成1氮氣
3氫氣，則反應速率之比還是
v(氮氣）：v(氫氣）：v（氨氣）=1：3：2。這樣的情況從反應開始
不論有無平衡都是這樣，只是平衡時正反應速率與逆反應速率相等。懂了吧？就算此時沒有達到平衡
，兩組反應速率各自都是等於系數比。不要把平衡與反應速率兩個概念混為一談。

③ 怎麼在nist上查詢基元反應的反應速率常數，基元反應中通常包含一些質子什麼的非常規化學物質，怎麼輸入呢

因為不管是否可逆反應，只要溫度改變（升高/降低），反應速率都會改變，只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）。而在可逆反應中，平衡移動方向可以據勒沙特列原理判斷，即：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強等），平衡就向能夠削弱這種改變的方向移動。例如在吸熱反應中，降低反應溫度。v正和v逆均減小，但v正＜v逆。

④ 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。

⑤ 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

⑥ 想同類型的基元反應,反應速率常數一樣嗎

因為不管是抄否可逆反應，只要溫度改變（升高/降低），反應速率都會改變，只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）。而在可逆反應中，平衡移動方向可以據勒沙特列原理判斷，即：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強等），平衡就向能夠削弱這種改變的方向移動。例如在吸熱反應中，降低反應溫度。v正和v逆均減小，但v正＜v逆。

⑦ 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。

⑧ 在一定溫度下，一個基元反應的速率常數是( )。(

B
答案解來析：[解析]
一定溫度下源，對於一些簡單的由反應物一步轉變為生成物的反應(稱為基元反應)，反應速率與各反應物濃度冪(冪次為分子式前系數)的乘積成正比。這一規律稱為質量作用定律。對於某一基元反應
aA+bB→gC+dD
其反應速率方程式為
v=k[A]a.[B]b
式中，K為該溫度下的反應速率常數。
濃度項的指數之和(a+b)稱為反應級數。濃度[A]也可表示為c(A)。
在一定溫度下，不同反應的A值不同，且k值越大，反應速率越大。對同一反應來說，K
值與反應物濃度無關，只隨反應的溫度及催化劑等因素而改變。
實際上，大多數化學反應是由若干個基元反應(稱為非基元反應)。此時，質量作用定律
雖適用於其中每一過程，但往往不適用於總的反應。例如，反應
2NO+2H2→N2+2H2O
由實驗測定：v=k[NO]2.[H2]，反應級數為3。經研究，該反應由以下兩步進行：
第一步(慢)
2NO+H2→N2+H2O2
第二步(快)
H2O2+H2→2H2O
顯然，第一步慢反應成為整個反應速率的控制步驟，所以反應速率方程式應由此而定。

⑨ 如果A→B為基元反應，則反應速率v=k(A)。那麼2A→2B必然也是基元反應，那麼反應速率微分方程該怎麼寫呢

A→B為
基元反應
，則2A→2B必然不是基元反應，而其速率方程變為v=2k(A)。
基元反應指一步碰撞就能完成的版反應，而2個A分子顯權然不是通過互相碰撞完成該反應的，如果是互相碰撞的基元反應，則顯然有v=k'(A)^2（一撇為和上面的k區分）。

⑩ 為什麼有的反應溫度升高，反應速率反而下降

這個我會，我學過，確實有的，因為有的化學反應的活化能Ea是負值，根據阿倫尼烏斯公式，T增大，則k（反應速率常數）減小，所以化學速率下降。希望你能採納我的答案~