基元反应温度与反应速率

① 对于基元反应,反应速率系数总是随温度的升高而增大吗

你说的反应速率系数是指速率常数吧。
速率常数随温度升高都是增大的，不管它是基元反应还是复杂反应。因为到目前为止还没有发现化学反应的活化能是负值的。所以不管什么反应升温速率都是增大的。

② 基元反应的反应速率之比等于系数比吗

这里的化学反应一定针对的可逆反应，也就是同时向右和向左都能发生的反应。化学平衡是化学反应进行到某个程度时出现的相持阶段，就是一种平衡状态，达到这个状态则向左反应和向右反应的速率相等。
在从反应开始至达到平衡的过程，可以说就像拔河比赛，两字力量悬殊的队伍在比拼力量的大小，左边的力量很大但是处于不断衰竭，右边力量开始很小但是不断在增长，开始的时候会出现一边倒的情况，左边的占优势，但是随着时间的推移，二者会达到刚好力量相等，这时候就出现相持不下的阶段。如果能长时间相持，就是平衡状态出现了。
在化学反应中，比如氢气+氮气==氨气
一般开始是通入了左边两种的反应物，开始反应时向右的反应速率大，向左的速率小（从零开始的），反应一段时间后的结果是左边气体减少，氨气增多，即反应在向右进行。过一段时间后，氢气和氮气不再减少，氨气也不再增多，也就是反应到一定程度就不再继续转化。其原因并不是反应停止，而是向左和向右的反应速率刚好相等，出现相持的情况，此时就达到化学平衡状态。这种状态与拔河的两只队伍的出现相持情况很像，其实双方都在用力，不过由于实力相当，绳子动也不动，就看不出变化。这时如果某个相关条件发生改变，比如左边的一方或右边一方加了人，或者一方减少了人，相持的状态就会被打破。对反应而言就是改变了向左的正反应速率或者向右的逆反应速率，使二者不再相等，若某一方向的反应占优势则物质向那个方向转化，即平衡向那个方向移动了。
也就是反应是一直在进行，但是平衡有可能达到了，也有可能没达到。这个问题弄清楚了，再来看反应速率为什么是等于系数比的问题：由于向右的反应是
氮气与氢气的碰撞引起的，每1个氮气与三个氢气消耗就会生成两个氨气，这样
正反应速率
就是v(氮气）：v(氢气）：v（氨气）=1：3：2.
同样向左的反应是两个氨气分子碰撞引起的，每2个氨气消耗则生成1氮气
3氢气，则反应速率之比还是
v(氮气）：v(氢气）：v（氨气）=1：3：2。这样的情况从反应开始
不论有无平衡都是这样，只是平衡时正反应速率与逆反应速率相等。懂了吧？就算此时没有达到平衡
，两组反应速率各自都是等于系数比。不要把平衡与反应速率两个概念混为一谈。

③ 怎么在nist上查询基元反应的反应速率常数，基元反应中通常包含一些质子什么的非常规化学物质，怎么输入呢

因为不管是否可逆反应，只要温度改变（升高/降低），反应速率都会改变，只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大（主要原因）。当然，由于温度升高，使分子运动速率加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因）。而在可逆反应中，平衡移动方向可以据勒沙特列原理判断，即：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够削弱这种改变的方向移动。例如在吸热反应中，降低反应温度。v正和v逆均减小，但v正＜v逆。

④ 化学反应速率与温度有什么关系

你问的问题属于动力学的范围。 至于升温使正反应速率增加，可以由某些动力学方程得到。这将非常复杂。 动力学里面有用于表示化学反应速率的方程，叫做质量做用定律。质量作用定律中有浓度表达项，这说明化学反应速率与物质浓度有关系；还有一个速率常数k，这个速率常数可以根据阿仑尼乌斯公式表达，其中含有温度T和活化能Ea。 因此可以知道，改变温度实际是影响了质量作用定律中的速率常数k。 根据一系列积分运算和作图，我们可以得到一个结论：一般地，升高相同的温度，活化能大的反应，速率常数扩大的倍数大。浓度不变时，速率增大的幅度就大。 因此，如果升高温度使化学平衡正向移动，不严格的情况下我们可以说：原因就是正反应的活化能基本大于逆反应。

⑤ 温度对速率常数的影响

为了完成基元化学反应，所涉及的分子必须要达到某一距离，而且更多复杂的分子在空间上的排列彼此适合。注意，以下讨论的是专门针对基元反应而言。

化学反应是通过改变分子结构或打破化合键使分子重新排列实现的，反应以后发生最终反应产物的弛豫现象。反应第一步需要活化能E_af，而最终反应产物的弛豫则释放能量E_ab，图4.2表示了能量与反应进程的关系。可见，正向反应物至少需要 E_af的能量去克服活化能障碍，而逆反应需要 E_ab的能量从生成物变成反应物。具有高于能量E的粒子概率根据Boltzmann 统计学，与 exp（-E/RT）成正比（T为绝对温度，R是气体常数）。反应速率与碰撞因子A（单位时间内碰撞的数目）成正比。A与温度有关，则反应速率为

岩溶作用动力学与环境

由此可得速率常数k：

岩溶作用动力学与环境

这是Arrhenius（阿列纽斯）型方程。由于基元反应常数k_f和k_b与平衡常数K有关，故有

岩溶作用动力学与环境

这是平衡常数依赖于温度的一般方程。其中能量差ΔE是反应中释放的能量。在大多数反应中，ΔE近似等于焓变。

活化能量的大小决定了反应速率对温度的依赖关系，并提供了反应机制的信息。

在扩散机理控制的反应中，一旦反应物相遇，便立即发生反应，不需要克服能量的障碍。因此，反应速率常数与反应物A→B的通量成正比。这个通量与扩散系数成正比。一般扩散系数与温度的关系也呈Arrhenius型，并具有较低的活化能（ΔE＜20 kJ·mol^-1）。

在化学控制机理（非均质表面反应控制）中，其活化能较高。如方解石溶解的3个基元反应中的2个基元反应的活化能ΔE≈32 kJ·mol^-1（Plummer et al.，1978）。这两个基元反应在pH＞6 时是重要的。当pH值较低时，主要是氢离子影响CaCO₃的溶解，如方解石在HCl溶液中的溶解。这时，活化能为ΔE=8 kJ·mol^-1，表示H⁺向方解石表面的扩散传输控制着反应速率（Plummer等，1978；Sjoberg，1983）。

图4.2 与正、逆反应活化能有关的潜障

⑥ 想同类型的基元反应,反应速率常数一样吗

因为不管是抄否可逆反应，只要温度改变（升高/降低），反应速率都会改变，只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大（主要原因）。当然，由于温度升高，使分子运动速率加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因）。而在可逆反应中，平衡移动方向可以据勒沙特列原理判断，即：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够削弱这种改变的方向移动。例如在吸热反应中，降低反应温度。v正和v逆均减小，但v正＜v逆。

⑦ 化学反应速率和温度的关系问题

温度每升高10K，反应速率增加到原来的2-4倍（范·特霍夫的经验规律）

1、不一定。

反例如下：（中学阶段一致认为温度升高速率加快）

当然，在温度极高的情况下，实际情况更为复杂，这个讨论只是简单地建立在Arrhenius方程上的不太严格的讨论。

可逆反应（正反应吸热）温度增加到一定限度的情况下反应方向会反向进行，但是速率还是增大的，改变的是反应的限度。

⑧ 在一定温度下，一个基元反应的速率常数是( )。(

B
答案解来析：[解析]
一定温度下源，对于一些简单的由反应物一步转变为生成物的反应(称为基元反应)，反应速率与各反应物浓度幂(幂次为分子式前系数)的乘积成正比。这一规律称为质量作用定律。对于某一基元反应
aA+bB→gC+dD
其反应速率方程式为
v=k[A]a.[B]b
式中，K为该温度下的反应速率常数。
浓度项的指数之和(a+b)称为反应级数。浓度[A]也可表示为c(A)。
在一定温度下，不同反应的A值不同，且k值越大，反应速率越大。对同一反应来说，K
值与反应物浓度无关，只随反应的温度及催化剂等因素而改变。
实际上，大多数化学反应是由若干个基元反应(称为非基元反应)。此时，质量作用定律
虽适用于其中每一过程，但往往不适用于总的反应。例如，反应
2NO+2H2→N2+2H2O
由实验测定：v=k[NO]2.[H2]，反应级数为3。经研究，该反应由以下两步进行：
第一步(慢)
2NO+H2→N2+H2O2
第二步(快)
H2O2+H2→2H2O
显然，第一步慢反应成为整个反应速率的控制步骤，所以反应速率方程式应由此而定。

⑨ 如果A→B为基元反应，则反应速率v=k(A)。那么2A→2B必然也是基元反应，那么反应速率微分方程该怎么写呢

A→B为
基元反应
，则2A→2B必然不是基元反应，而其速率方程变为v=2k(A)。
基元反应指一步碰撞就能完成的版反应，而2个A分子显权然不是通过互相碰撞完成该反应的，如果是互相碰撞的基元反应，则显然有v=k'(A)^2（一撇为和上面的k区分）。

⑩ 为什么有的反应温度升高，反应速率反而下降

这个我会，我学过，确实有的，因为有的化学反应的活化能Ea是负值，根据阿伦尼乌斯公式，T增大，则k（反应速率常数）减小，所以化学速率下降。希望你能采纳我的答案~