阿伦尼乌斯方程，阿伦尼乌斯方程是什么

1，阿伦尼乌斯方程是什么

k=Ae－Ea/RT 化学反应速率常数与温度的关系

阿伦尼乌斯方程是什么

2，Arrhenius方程中的A是怎么一回事

k=Aexp（-Ea/RT）A为指前因子(也称频率因子)。是一个常数性质：阿伦尼乌斯公式k=A·e-Ea/RT中，k、R、T、Ea分别是化学反应速率常数、摩尔气体常数、反应温度及活化能，式中的A称为指前因子。它是一个只由反应本性决定而与反应温度及系统中物质浓度无关的常数，与k具有相同的量纲。A是反应的重要动力学参量之一。阿伦尼乌斯公式非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。祝学习进步

Arrhenius方程中的A是怎么一回事

3，阿仑尼乌斯公式的内容及意义

k=Aexp（-Ea/RT）Arrhenius equation 由瑞典的阿伦尼乌斯所创立。化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。公式写作 k=Aexp（-Ea/RT）（指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子(也称频率因子)。也常用其另外一种形式：lnk=lnA—Ea/RT （对数式）。据此式作实验数据的lnk～1/T图为一直线，由斜率可得表观活化能Ea，由截距可得指前因子A。将对数式微分可得： dlnk/dT=Ea/RTˇ2 (微分式)，如果温度变化不大，Ea可视为常数，将微分式作定积分可得不同温度下的反应速率常数与其相对应的温度之间的关系。从而指前因子A可约去： ln(k2/k1)=-Ea/R(1/T2-1/T1) (积分式)。阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差，此时常用下面的公式对阿伦尼乌斯方程进行修正：其中A、n、Ea均为常数，实验得到的n值通常在?1至1之间。如果n=0，就得到未修正的阿伦尼乌斯方程。

阿仑尼乌斯公式的内容及意义

4，化学的克拉伯龙方程与阿累尼乌斯公式

克拉珀龙方程式通常用下式表示：PV=nRT……① 推导： pV=nRT 推导该公式建立在Boyle-Marriote定律，Charles-Gay-Lussac定律，Avogadro定律基础上 V=f（p，T,N）求V全微分将Boyle-Marriote定律，以及Charles-Gay-Lussac定律代入全微分中不定积分得到lnV+lnp=lnT+C 令C=lnR 即得pVm=RT 同乘以n得到pV=nRT 注：所有气体R值均相同。如果压强、温度和体积都采用国际单位（SI），则P表示压强，单位Pa；V表示气体体积，单位立方米；n表示物质的量，单位mol；T表示热力学温度，单位K（开尔文）；R表示气体常数，单位J·mol^-1·K^-1或kPa·L·K^-1·mol^-1。R=8.314帕米3/摩尔·K。因为n=m/M、ρ=m/v（n—物质的量，m—物质的质量，M—物质的摩尔质量，数值上等于物质的分子量，ρ—气态物质的密度），所以克拉伯龙方程式也可写成以下两种形式： Pv=m/MRT ……② PM=ρRT ……③ 以A、B两种气体来进行讨论。（1）在相同T、P、V时：根据①式：nA=nB（即阿伏加德罗定律）摩尔质量之比=分子量之比=密度之比=相对密度）。若mA=mB则MA=MB。（2）在相同T·P时：体积之比=摩尔质量的反比；两气体的物质的量之比=摩尔质量的反比）物质的量之比=气体密度的反比；两气体的体积之比=气体密度的反比）。（3）在相同T·V时：摩尔质量的反比；两气体的压强之比=气体分子量的反比）。阿伦尼乌斯方程是瑞典化学家阿伦尼乌斯提出的关于化学反应的速率常数与温度之间的关系式。阿伦尼乌斯方程可以表示为以下形式： TAF=Lnormal/Lstress=e 其中Lnormal及Lstress分别为正常状况下的使用寿命及加速测试下的使用寿命。 Ea 表示活化能。K表示玻尔兹曼常数(8.62*10eV/K)。Tnormal及Tstress分别表示正常状况下的绝对温度及加速测试下的绝对温度。阿累尼乌斯方程为：式中：k — 反应速率常数，min k0 — 频率因子常数，min Ea — 反应活化能，J×mol R — 气体常数，8.314J×mol×K T — 绝对温度，K

5，什么是Arrhenius方程

由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。公式写作 k=Ae（???/??）（指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子（也称频率因子）。该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。扩展资料化学反应的类型是比较多的，温度对反应速率的影响也是相当复杂的，并非所有的化学反应都符合Arrhenius经验公式。但对于最常见的简单反应来说，化学反应速率通常随温度的升高而加快，而且成指数关系，可以用Arrhenius公式来定量描述。本公式虽然最初是从气相反应中总结出来的，但同样适用于液相反应和复相催化反应。另外，本公式不仅适用于基元反应，而且对于复杂反应中的任一基元反应也是适用的。同时，对于某些复杂反应来说，只要其速率公式满足或的形式，仍可以运用本公式来描述k与T的关系，只不过此时公式中指数前因子和活化能已不再具有简单反应那样明确的意义，而可能是组成该复杂反应的各个简单反应的指前因子或活化能的某种组合。参考资料来源：百度百科-阿累尼乌斯方程参考资料来源：百度百科-阿伦尼乌斯公式

阿伦尼乌斯公式（Arrhenius equation ）是由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。公式写作 k=Ae-Ea/RT （指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子（也称频率因子）。该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。长期实践证明该公式适用范围广，不仅适用于气相反应，而且适用于液相反应和大部分复项催化反应，但并不是所有的反应都符合阿伦尼乌斯公式。在弹箭贮存寿命定量评估中应用该公式之前，需进行严谨的分析。扩展资料：阿伦尼乌斯公式的适用范围需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。长期实践证明该公式适用范围广，不仅适用于气相反应，而且适用于液相反应和大部分复项催化反应，但并不是所有的反应都符合阿伦尼乌斯公式。在弹箭贮存寿命定量评估中应用该公式之前，需进行严谨的分析。参考资料来源：百度百科-阿伦尼乌斯公式

阿伦尼乌斯方程，化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。公式写作k=Ae－Ea/RT。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子(也称频率因子)。k=Aexp(－Ea/RT)Arrhenius认为活化能与温度无关，后人证实是有关的，但是在温度变化不大时时基本正确的也常用其另外一种形式：lnk=lnA—Ea／RT。据此式作实验数据的lnk～1／T图为一直线，由斜率可得表观活化能Ea，由截距可得指前因子A期中R为气体常数：8.314J/mol?k，Ea为活化能，T为热力学温度。进一步分析：⑴在室温下，Ea每增加4KJ·mol-1，将使k值降低80%.在室温相同或相近的情况下，活化能aE大的反应，其速率系数k则小，反应速率较小；Ea小的反应k较大，反应速率较大。 ⑵对同一反应来说，温度升高反应速率系数k增大，一般每升高10℃，k值将增大2～10倍。 ⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，k值增大倍数小；在低温区k值增大倍数大，因此，对一些在较低温度下进行的反应，升高温度更有利于反应速率的提高。 ⑷对于不同的反应，升高相同温度，Ea大的反应k值增大倍数大；Ea小的反应k值增大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。

阿伦尼乌斯方程,化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式.公式写作k=Ae－Ea/RT.k为速率常数,R为摩尔气体常量,T为热力学温度,Ea为表观活化能,A为指前因子(也称频率因子).也常用其另外一种形式：lnk=lnA—Ea／RT.据此式作实验数据的lnk～1／T图为一直线,由斜率可得表观活化能Ea,由截距可得指前因子A

6，安伦尼乌斯方程是什么

溶质溶解在溶剂中，就会使溶剂的性质发生变化。例如，在一定量的溶剂中溶解一定量的溶质以后，所形成溶液的蒸气压就比纯溶剂的低一些；溶液的沸点比纯溶剂的高一些；溶液的凝固点比纯溶剂的低一些。对于非电解质的溶液来说，蒸气压降低的数值与溶液的重量摩尔浓度成正比，如果溶质是酸、碱、盐，则实验测得的数值与理论计算值会产生相当大的偏差。而且酸、碱、盐的稀溶液的蒸气压降低、沸点升高、凝固点下降都比同浓度的非电解质溶液的数值要大些。通常把酸、碱、盐一类溶液的这种性质称为“反常行为”，溶液越稀，“反常程度”越突出。荷兰化学家范霍夫指出：在计算溶液的蒸气压降低、沸点升高、凝固点下降、渗透压时，应该引入校正系数，溶液越稀，校正系数越大。但是他并不能从理论上解释，为什么会存在这些“反常行为”？为什么必须使用校正系数？解决这个问题的是范霍夫同时代的化学家阿累尼乌斯。1859年2月19日阿累尼乌斯生于瑞典乌普萨拉附近的维克城堡，父亲是乌普萨拉大学的学监。他从小非常聪明，17岁考入乌普萨拉大学，1978年毕业后，由于乌普萨拉大学在化学的教学和研究中相当的保守，这样就促使阿累尼乌斯离开了这所古老的大学，来到瑞典科学院物理研究所，担任埃德伦德教授的助手。当时，埃德伦德正在研究和测量溶液的电导，在他的指导下，阿累尼乌斯于1882年开始研究浓度很稀的电解质溶液的电导，并于1883年写出了博士论文《电解质的导电性研究》，提出了电解质在水溶液中自动离解成游离的带电粒子的概念。对电解质电离的研究，可以追溯到法拉弟时代。法拉弟在研究电解反应时，把电解以前未被分解的物质叫做电解质，意思是这种物质乃是用电流能够使它分解的物质。他还认为，溶液中的电流是由带电荷的被分解的物质输送的，这种物质叫做离子，它的含义是被电流分解出来的物质。后来希托夫德和柯尔劳希20000060_0336_1德都研究过离子在溶液中的迁移，但是他们也都认为离子是通电后产生的。在众多的研究电解质电离的化学家中，只有A．威廉森20000060_0337_0英和克劳胥斯德具有与阿累尼乌斯相类似的见解。他们认为：电解质的分子与形成它们的原子之间存在着动态平衡，电解质分子与邻近的分子之间不断地交换原子，因此分子的离解和原子的化合永远在连续不断地进行。但是，他们又认为这些离解出来的原子只能在很短的时间内存在，即他们只相信电解质只有极小的离解度，认为在常温下溶液中的分子不可能大量的离解。阿累尼乌斯正是在前人的基础上，通过研究电解质溶液的导电性，发展了电离理论。他的观点与法拉弟、希托夫、柯尔劳希的差别在于：后面三位科学家认为离子是通电以后产生的；阿累尼乌斯则认为，在通电以前，电解质就已经在水溶液中离解了。阿累尼乌斯的观点与A．威廉森和克劳胥斯的区别在于：后者认为电解质在水溶液中的离解度极小；前者则认为离解度很大，而且溶液越稀，离解度越大。阿累尼乌斯的新观点在当时的化学界引起了很大的争论。就在他的论文答辩会上，到会的多数化学家和物理学家都认为他的实验工作做得不错。但是他们对于阿累尼乌斯关于离子不是在电流作用下产生的这种观点，却表示难以接受。主持答辩的克利夫瑞教授甚至认为这是一种荒唐的结论。尽管阿累尼乌斯的论文被通过了，而且也获得了乌普萨拉大学的博士学位，但是，由于多数教授对他的论文的评价不高，使他没有获得应有的地位，乌普萨拉大学甚至未授给他渴望已久的物理学讲师一职。多亏著名的物理化学家奥斯特瓦尔德帮助，特别约请阿累尼乌斯到里加大学任副教授，在这种压力下，乌普萨拉大学当局才被迫于1884年授予阿累尼乌斯物理化学讲师一职。1885年阿累尼乌斯在埃德伦德的帮助下，从瑞典科学院获得了一笔奖学金，出国研究物理化学。在国外，他有机会结识了著名的物理化学家范霍夫和能斯特德，并同他们合作，进行物理化学研究。1887年阿累尼乌斯通过进一步的实验研究，发表了另一篇论文《关于溶质在水中的离解》，论文不但重申了电解质溶于水就会自发地、大量地离解成正、负离子。而且还作出了更重要的贡献，即对电解质的电离作了定量的计算，这是他的工作与前人又一不同之处。他在论文中指出，把同量的电解质溶解在不同量的水中，则溶液越稀，电离度越大，即分子电导μ越大。当将溶液进行无限稀释时，电解质分子已经几乎全部变成了离子，这时测得的溶液的分子电导为μ∞，它达到了最大值。他将比值μ/μ∞叫做“活度系数”，以α表示之（在现代的教科书中，α称为离解度）。以上就是电离理论的主要论点。电离理论很好地解释了酸、碱、盐溶液的蒸气压降低、沸点升高、凝固点下降的数值所出现的“反常情况”。阿累尼乌斯指出，只有在水溶液中不会发生离解的非电解质的溶液才遵守凝固点下降公式和渗透压公式：PV=KT酸、碱、盐之所以不遵守这两个公式，是由于它们在水溶液中离解成离子，使溶液内溶质的粒子数增加了，所以才需要在公式右边乘上范霍夫提出的校正系数i（i＞1），使实验结果与理论计算相符合。PV=iKT如果一个分子不只电离成两个离子，而是电离成n个离子，那么i=1+（n-1）α。阿累尼乌斯从电导实验得到的数据计算出了α值，再从α计算出i；他又从凝固点下降实验的结果计算了i值。他发现用这二种完全不同的实验方法所得到的i值竟然十分符合，再一次说明了电离理论是正确的。电离理论认为：溶液越稀，“活度系数即”α越大，i值就越接近n。当n=2时，i值接近2；当n=3时，i值接近3。电离理论解释了酸、碱的强度，即离解度大的是强酸和强碱；离解度小的是弱酸和弱碱。它还能说明中和反应和水解反应的本质以及缓冲作用的机理，例如强酸和强碱之间的中和反应在实质上都是氢离子和氢氧根离子的反应，因此，不论是什么强酸和强碱，只要它们是稀释的水溶液，其中和热必然是相同的。

朋友，你好。.阿伦尼乌斯方程[阿伦尼乌斯方程是定量表示k与T的关系式。1微分式式中Ea称为阿伦尼乌斯活化能，其单位为J.mol-1。 2定积分式若视Ea与温度无关，令温度T1时的速率常数为k1，T2时的速率常数为k2。把微分式进行定积分和不定积分，分别有?3不定积分式： (1)指数式： A称为指前因子，单位与k相同，阿伦尼乌斯认为A和Ea都是与温度无关的常数。（1）对数式：阿伦尼乌斯方程的对数式描述了速率系数的对数与1/T 之间的线性关系。可以根据不同温度下测定的k 值，以 lnk 对1/T 作图为一直线，通过直线的斜率可求活化能Ea，通过直线截距可求A。在温度范围不太宽时，阿伦尼乌斯方程适用于基元反应和许多总包反应，也常应用于一些非均相反应。反应速率系数k与温度的关系，有如图10.4-1所示的五种情况：（ (1) (2) (3) (4) (5) 图10.4-1温度对反应速率的影响的五种情况图(1)说明反应速率随温度的升高而逐渐加快，它们之间呈指数关系，这类反应最为常见。图(2)说明开始时反应速率受温度影响不大，到达一定极限时，反应以爆炸的形式极快的进行。图（3）说明在温度不太高时，速率随温度的升高而加快，到达一定的温度，速率反而下降。如多相催化反应和酶催化反应。图（4）说明速率在随温度升到某一高度时下降，再升高温度，速率又迅速增加，可能发生了副反应。图（5）说明温度升高，速率反而下降。这种类型很少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。10.4.2活化能Ea[10]??(1)定义上式表明lnk随T的变化率与Ea成正比，即活化能越高，则反应速率随温度的升高增加得越快，反应速率对温度越敏感。若同时存在几个反应，则高温对活化能高的反映有利，低温对活化能低的反应有利。⑵基元反应活化能的意义阿伦尼乌斯设想：化学家阿伦尼乌斯反应物分子分为：活化分子——相互碰撞可发生化学反应；非活化分子——相互碰撞不能发生化学反应。由非活化分子转变为活化分子所需要的能量就是活化能。一定温度下，活化能越大，活化分子所占的比例和反应速率常数就越小；温度越高，活化分子所占的比例和反应速率常数就越大。两个HI分子的趋近需克服H与H之间的斥力，H与I之间的引力。同样，它的逆反应也需克服逆反应的活化能。对基元反应2HI?0?3 H2+2I.,若反应是可逆的，则正、逆元反应的活化能及反应可表示为图10.4-2。Ea,1Ea,-1Q2HII--H--H--IH2+2I. 图10.4-2 正、逆元反应的活化能及反应Ea,1、Ea,-1为正逆反应的活化能，Q= Ea,1-Ea,-1 为反应的摩尔恒容热。10.4.3活化能与反应热的关系假设有一正逆都可进行的反应υ1=υ－1时，反应达动态平衡，即得平衡常数：温度不变时Kc为常数根据KC = k1 / k－1 和Arrhenius 公式：又有化学反应的范特霍夫方程：化学家范特霍夫所以：

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