化学动力学6.6阿氏公式
阿仑尼乌斯公式
阿仑尼乌斯公式温度对反应速率的影响活化能催化剂从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法1.阿仑尼乌斯公式：κ=Ze- ㏑κ=- +㏑Z式中,κ：速率常数;Z：指前因子;Ea：化学反应的活化能.2.温度对反应速率的影响由阿仑尼乌斯公式可见:1)温度升高T↑;速率常数升高κ↑(κ正↑，κ逆↑); 反应速率升高υ↑2)活化能越低Ea↓，反应速率越高υ↑3)反应速率常数变化与温度变化的关系为: 。
3.活化能与催化剂(1)活化能：活化络合物(或活化分子)的平均能量与反应物分子平均能量之差。
即反应发生所必须的最低能量，以表示Ea。
(2) 活化能与反应热效应的关系:Ea(正) -Ea(逆)≈△HEa(正)：正反应活化能;Ea(逆)：逆反应活化能。
若Ea(正)﹥Ea(逆)，△H﹥0，反应吸热;若Ea(正)﹤Ea(逆)，△H﹤0，反应放热。
4.催化剂：改变反应历程，降低反应活化能，加快反应速率。
而本身组成、质量及化学性质在反应前后保持不变。
5.从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法：从活化分子、活化能的观点来看，增加活化分子总数可加快反应速率。
活化分子总数=分子总数×活化分子数%(1)增大浓度：活化分子%一定，浓度增大，增加单位体积内分子总数，增加活化分子总数，从而加快反应速率。
(2)升高温度：分子总数不变，升高温度,一方面,分子运动速率加快,分子碰撞几率增加,反应速率增加;另一方面,升高温度使更多分子获得能量而成为活化分子，活化分子%显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率。
(3)催化剂：降低反应的活化能，使更多分子成为活化分子，活化分子%显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率(υ正↑ υ逆↑)。
化学反应的速率与温度的关系
化学反应的速率与温度的关系化学反应速率是指反应物消耗或产物生成的速度。
而温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
本文将探讨化学反应速率与温度之间的关系，并解释其背后的原理。
1. 简介化学反应速率是指在单位时间内消耗反应物或生成产物的数量。
一般来说，反应速率与温度成正比。
根据化学动力学理论，反应速率与温度之间存在一个指数关系，即“阿累尼乌斯方程”。
2. 阿累尼乌斯方程阿累尼乌斯方程是描述温度对反应速率影响的经验公式，形式为：Rate = A * e^(-Ea/RT)其中，Rate表示反应速率，A为指前因子，Ea为活化能，R为理想气体常数，T为温度（单位：开尔文）。
这个方程中的e为自然对数的底数，^表示幂运算。
根据该方程，温度每升高10摄氏度，反应速率会增加约2倍。
3. 能量和反应速率化学反应需要克服活化能的阻碍，才能发生。
而温度的升高能够增加反应物分子的动能，使它们更容易克服活化能，从而增加反应速率。
在低温下，反应物分子的动能较低，无法克服活化能的阻碍，反应速率较慢。
随着温度的升高，分子的平均动能增加，有更多的分子能够达到或超过活化能，从而加快反应速率。
4. 温度的影响温度对反应速率的影响主要表现在两个方面：活化能和反应物分子的碰撞频率。
首先，温度升高会显著减小活化能。
当温度升高时，分子的动能增加，分子之间的碰撞更加激烈，有更多的反应物分子能够克服活化能进行反应。
其次，温度升高还会增加反应物分子的碰撞频率。
根据碰撞理论，反应速率与反应物分子的碰撞频率成正比。
温度的升高使反应物分子动能增加，分子碰撞更频繁，从而增加反应速率。
5. 实验验证许多实验已经验证了温度对反应速率的影响。
例如，可以通过改变反应温度来观察气体反应的速率变化。
在一定温度范围内，反应速率与温度呈指数关系，即温度每升高10摄氏度，反应速率增加约2倍。
这一实验结果与阿累尼乌斯方程的预测一致。
6. 应用了解温度对反应速率的影响对于许多实际应用有重要意义。
高考化学一轮复习 微考点2 气体定律-阿氏定理(2021年最新整理)
（江苏专用）2018年高考化学一轮复习微考点2 气体定律-阿氏定理编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（（江苏专用）2018年高考化学一轮复习微考点2 气体定律-阿氏定理）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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微考点2 气体定律—阿氏定理一、单项选择题1．下列叙述正确的是( ）A．一定温度和压强下，各种气态物质体积的大小主要由构成气体的分子大小决定B．一定温度和压强下，各种气态物质体积的大小主要由构成气体的分子数决定C．不同的气体，若体积不同,它们所含的分子数一定不同D．同温同压下，同体积的任何气体单质所含的原子数相同2．标准状况下，m g A气体与n g B气体分子数相等，下列说法不正确的是（）A．标准状况下，同体积的气体A和气体B的质量比为m∶nB．25 ℃时,1 kg气体A与1 kg气体B的分子数之比为n∶mC．同温同压下，气体A与气体B的密度之比为m∶nD．标准状况下，等质量的A气体与B气体的体积比为m∶n3．(2016·江宁高级中学第一次月考）下列叙述正确的是（)A．与28 g CO具有相同分子数的CO2的质量一定是44 gB．与V L CO具有相同分子数的CO2的体积一定是V LC．所含分子数相等的CO与CO2的密度之比为7∶11D．所含分子数相等的CO与CO2的密度之比为21∶224．三种气体X、Y、Z的相对分子质量关系为M r(X)〈M r(Y)＝0.5M r(Z)，下列说法正确的是( ）A．三种气体密度最小的是XB．分子数目相等的三种气体，质量最大的是YC．若一定条件下，三种气体体积均为2.24 L，则它们的物质的量一定均为0.1 molD．20 ℃时,若2 mol Y与1 mol Z体积相等，则Y、Z气体的压强比为2∶15．已知A、B都为短周期元素，且甲、乙、丙常温下都为气体（如图所示）.2 mol甲分子反应生成1 mol 丙和3 mol乙，下列对此判断不正确的是( )A．1个乙分子中含有2个A原子B．甲的摩尔质量为17 g·mol－1C．同温同压下，生成丙和乙的体积比为1∶3D．标准状况下，11。
阿累尼乌斯定律表达式
阿累尼乌斯定律表达式一、阿累尼乌斯定律表达式是啥呢？阿累尼乌斯定律表达式啊，这可是化学里超有趣的一个东西呢。
阿累尼乌斯定律表达式有两种常见的形式哦。
一种是反应速率常数k与温度T的关系表达式，k = A e^(-Ea / RT)。
这里面的每个字母都有它独特的含义呢。
A呀，它被叫做指前因子，这个名字听起来就很神秘吧，其实它跟反应的分子结构等因素有关哦。
Ea呢，就是活化能啦，活化能就像是一个小门槛，反应分子要跨过这个门槛才能发生反应，就像我们跑步的时候要跨过一个小栅栏一样。
R是理想气体常数，这个常数在很多和气体相关的计算里都会用到呢。
T就是温度啦，温度对反应速率的影响可大了。
比如说，我们烤蛋糕的时候，温度高一点，蛋糕里面那些反应就会进行得快一些，烤得就快，要是温度低，可能半天都烤不熟呢。
还有一种形式是lnk = -Ea / RT + lnA。
这个形式呢，在做一些关于反应速率常数和温度关系的计算或者画图的时候特别好用。
我们可以把lnk当成y，-Ea /R当成斜率，1/T当成x，lnA当成截距，这样就可以根据实验数据来求出活化能Ea和指前因子A啦。
就好像我们在解一个神秘的数学谜题一样，超级有趣的。
这个阿累尼乌斯定律表达式在化学动力学里可重要啦。
它可以帮助我们理解很多反应为什么在不同温度下反应速率不一样，也能让我们预测在不同温度下反应进行的快慢。
比如说在化工生产里，如果我们知道了某个反应的阿累尼乌斯定律表达式相关的参数，我们就可以调整温度来让反应更快地进行，这样就能提高生产效率啦。
在实验室里，研究人员也可以根据这个表达式来设计实验，找到最适合反应进行的温度条件呢。
反正阿累尼乌斯定律表达式就像是一把神奇的钥匙，打开了理解化学反应速率和温度关系的大门，让我们能更好地探索化学的奇妙世界。
阿氏定律及其推论
P1 = P2
n1 N1 n2 = N2
练习：某温度下，在体积一定的密闭容器中，适量的氨气
和氯气恰好完全反应：8 NH3+3 Cl2= N2+6 NH4Cl（固） 则反应前后容器中的压强比应接近于（ A ） （A）11 ：1 （B）1 ：11 （C）7 ：11 （D）11 ：7
（根据 PV=nRT， ρ1 ρ2 M1 = M 2
2014-9-1
例题（求混合气体平均相对分子质量）
4.在空气中N2、O2、Ar的体积分数分别为78%， 21%，约1%，求空气的平均相对分子质量 28.96 5. 已知空气的平均相对分子质量为 29。N2和O2 的混合气体的密度与相同条件的空气相同， 求N2和O2的混合气体的平均相对分子质量。 29
练习2：同温同压下，甲容器的氯化氢气体和乙容器的氨气 所含的原子个数相等，则甲乙两容器的容积之比是（ A ） （A）2：1 （B）1：1 （C）1：2 （D）1：4
练习3.在一定温度和压强下，10体积气体A2跟30体 积B2化合生成20体积某气体C，则C的化学式 为（ C ）
（A）AB （B）A2B （C）AB3 （D）AB2
【解题回顾】
阿伏伽德罗定律： 同T、同P、同V，则同N 。 阿伏加德罗定律推论(可由PV=nRT推出)有： ①同T、P , ②同T、V, ③同T、P, V1/ V2 = n1/ n2 P1/ P2 = n1/ n2 M1/ M2 = ρ１/ρ２ ρ１/ρ２= n2 / n1 （反比）
④同T、P、 m ， V1/ V2 = M2/ M1 （反比）
）
（3）相同温度，相同压强，气体的密度之比等于 摩尔质量之比。
同 T、 P ,
= D（相对密度）
第十一章 化学动力学主要公式及其适用条件
第十一章 化学动力学 主要公式及其适用条件1．化学反应速率的定义t V v d d 1ξ=式中：V 为体积，ξ 为反应进度，t 为时间。
若反应在恒容下进行时，则上式可改写为BB B B d d 1d d n c v V t tνν==νB 为反应方程式中的化学计量数，对反应物取负值，对产物取正值。
例如a A +b B → f F + e E当取反应物或产物分别表示上述反应的反应速率时，则有t e c t f c t b c t a c v d d d d d d d d EF B A ==-=-= (1)在实际应用时，常用A d d c t -，B d d c t -或F d d ct ，E d d c t来表示反应的反应速率。
A d d c t -，B d d c t -称为反应物的消耗速率；F d d ct ，E d d c t则称为产物的生成速率。
用参加反应的不同物质之消耗速率或生成速率来表示一反应的反应速率时，其数值是不同的，它们之间的关系见式(1)。
2．反应速率方程及反应级数若反应的反应速率与参加反应物质的浓度之间存在以下关系，即γβαC B A c c kc v =则称此关系式为反应的速率方程。
式中的α，β，γ 分别称为A, B, C 物质的反应分级数，α + β + γ = n 便称为反应总级数。
α，β，γ 的数值可为零、分数和整数，而且可正可负。
k 称为反应的速率常数。
应指出：若速率方程中的v 及k 注有下标时，如v B ，k B ，则表示该反应的速率方程是用物质B 表示反应速率和反应速率常数。
3．基元反应与质量作用定律基元反应是指由反应物微粒(分子、原子、离子、自由基等)一步直接转化为产物的反应。
若反应是由两个或两个以上的基元反应所组成，则该反应称为非基元反应。
对于基元反应，其反应速率与各反应物浓度的幂乘积成正比，而各浓度的方次则为反应方程式中的各反应物的化学计量数，这就是质量作用定律。
阿仑尼乌斯Arrhenius公式
23
4.反应级数
特别提醒: 反应的级数或分级数必须通过实验来确定, 不能 简单地根据化学反应方程式中的化学计量数写出. 如反应H2＋Cl2 2HCl, 速率方程为
d[H 2 ] k H 2 c H 2 c C1l/22 dt
(n 3/2)
还有一些非幂函数型的速率方程, 这时谈论级数或分级 数已经没有意义. 一个典型的例子是反应H2＋Br2 2HBr, 速率方程为
第七章 化学动力学基础
主要内容
§7.1 化学动力学的任务和目的
§ 7.2 反应速率的定义及测定方法 § 7.3 基元反应与反应分子数 § 7.4 浓度对反应速率的影响 § 7.5 温度对反应速率的影响 § 7.6 几种典型的复杂反应
§ 7.7 链反应 § 7.8 催化反应简介
1
§7.1 化学动力学的任务和目的
HCl合成反应是由4个基元反应组成的非基 元反应。
例如，下列反 2HI 应为总包反应： H 2 I 2 H 2 Br2 2HBr
基元反应有时也称为简单反应，总包反应 有时也称为复合(杂）反应。
17
H 2 Cl 2 2HCl
3.反应机理
反应机理：H2+Cl2=2HCl
２.化学动力学研究的内容
化学动力学研究的内容概括为以下两个方面: • 研究各种因素, 包括浓度, 温度, 催化剂, 溶剂, 光照等 对化学反应速率影响的规律; • 研究化学反应过程经历哪些具体步骤, 即所谓反应机理。 化学动力学是把热力学的反应可能性变为现实性。
例如： 动力学认为： 1 3 N 2 H 2 NH 3 (g) 需一定的T，p和催化剂 2 2 1 H 2 O 2 H 2 O(l) 点火，加温或催化剂 2 3
化学反应速率与温度的动力学模型
化学反应速率与温度的动力学模型化学反应速率是化学反应在单位时间内转化物质的能力，通常以摩尔浓度的变化率表示。
而温度是影响化学反应速率的重要因素之一，温度升高会导致反应速率增加，降低则会导致反应速率减慢。
温度对反应速率的影响可以通过动力学模型来描述和解释。
（引言部分）动力学模型是化学反应速率与温度之间关系的数学表达式。
根据实验观察和理论推理，已有多种化学反应速率与温度的动力学模型被提出和验证。
其中，最常用的是阿累尼乌斯方程和活化能模型。
（主体部分）一、阿累尼乌斯方程阿累尼乌斯方程是化学反应速率与温度之间的经验关系，由瑞典科学家阿累尼乌斯在19世纪初提出。
该方程表达式为：k = A * e^(-Ea/RT)其中，k是化学反应速率常数，A是频率因子，Ea是活化能，R是气体常数，T是反应温度（开氏温度）。
阿累尼乌斯方程的核心思想是：活化能决定着反应速率的快慢，而温度的升高可以提供更多的活化能，从而加速反应速率。
方程中e为自然对数的底，其指数项(-Ea/RT)通常很复杂。
该方程适用于单一反应物和温度范围较窄的反应。
二、活化能模型活化能模型是描述化学反应速率与温度关系的理论模型，基于分子碰撞理论和过渡态理论。
根据活化能模型，化学反应的速率常数k对温度的依赖关系可以用下式表示：k = A * exp(-ΔS/R) * e^(-ΔH/RT)其中，ΔS是反应的体系熵变，ΔH是反应的焓变，R和T同阿累尼乌斯方程中的定义相同。
exp为指数函数。
活化能模型考虑了温度对反应物分子在吸热、释热过程中的影响，更加全面地解释了温度对反应速率的影响机制。
与阿累尼乌斯方程相比，活化能模型在更宽的温度范围和复杂反应体系中表现更为准确。
（结论部分）综上所述，化学反应速率与温度的动力学模型是描述二者关系的数学表达式。
阿累尼乌斯方程和活化能模型是常用的动力学模型，分别基于经验和理论。
通过研究和应用这些模型，我们可以更好地理解和预测化学反应速率在不同温度下的变化规律，有助于实际生产和工业应用中的控制与优化。
第七章化学动力学
第七章化学动力学主要内容1.化学动力学的任务和目的2.化学反应速率的定义3.化学反应的速率方程4.具有简单级数的反应5.几种典型的复杂反应6.温度对反应速率的影响7.链反应 重点1.重点掌握化学反应速率、反应速率常数及反应级数的概念2.重点掌握一级和二级反应的速率方程及其应用3.重点掌握复杂反应的特征，了解处理对行反应、平行反应和连串反应的动力学方法。
4.重点理解阿罗尼乌斯方程的意义并会应用。
明确活化能及指前因子的定义 难点1.通过实验建立速率方程的方法2.稳态近似法、平衡近似法及控制步骤的概念及其运用3.复杂反应的特征及其有关计算 教学方式1.采用CAI 课件与黑板讲授相结合的教学方式。
2.合理运用问题教学或项目教学的教学方法。
教学过程第7.1节化学动力学研究的内容和方法热力学讨论了化学反应的方向和限度，从而解决了化学反应的可能性问题，但实践经验告诉我们，在热力学上判断极有可能发生的化学反应，实际上却不一定发生。
例如合成氨的反应，223()3()2()N g H g NH g ，在298.15K 时，按热力学的结论，在标准状态下此反应是可以自发进行的，然而人们却无法在常温常压下合成氨。
但这并不说明热力学的讨论是错误泊，实际上豆科植物就能在常温常压下合成氨，只是目前还不能按工业化的方式实现，这说明化学反应还存在一个可行性的问题。
因此，要全面了解化学反应的问题，就必须了解化学变化的反应途径----反应机理，必须引入时间变量。
研究化学反应的速率和各种影响反应速率的因素，这就是化学动力学要讨论的主要内容。
一、化学热力学的研究对象和局限性：研究化学变化的方向、能达到的最大限度以及外界条件对平衡的影响。
化学热力学只能预测反应的可能性，但无法预料反应能否发生？反应的速率如何？反应的机理如何？例如：热力学只能判断这两个反应都能发生，但如何使它发生，热力学无法回答。
二、化学动力学的研究对象 化学动力学研究化学反应的速率和反应的机理以及温度、压力、催化剂、溶剂和光照等外界因素对反应速率的影响，把热力学的反应可能性变为现实性。
关于阿仑尼乌斯公式
第三章 化学反应速率化学反应速率（υ）是指在一定条件下，某化学反应的反应物转变为生成物的速率。
研究化学反应速率的目的，就是要找出有关反应速率的规律并加以利用。
在实际生产中，如合成氨，人们总是希望氢气与氮气反应的速率越快越好，以便提高劳动生产率。
一些对人类不利的化学反应，如铁的生锈、金属的腐蚀、食物的变质、染料的褪色、橡胶和塑料的老化等，人们总是希望反应速率越慢越好，不发生更好，以减少损失。
因此，研究化学反应速率问题对生产实践及人类的日常生活具有重要的现实意义。
3.1化学反应速率3.1.1化学反应速率的表示方法 1.平均速率化学反应的平均速率(v ）是在定容条件下，用单位时间内某一反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
tc t t c c v i∆∆±=--=1212 （3—1）由于反应速率只能是正值，式（3—1）中“+”表示用生成物浓度的变化表示反应速率，“-”表示用反应物浓度的变化表示反应速率；△c i 表示某物质在△t 时间内浓度的变化量，单位常用mol ·L -1；△t 表示时间的变化量，根据实际需要，单位常用秒(s)、分(min) 或时(h)等；v 是用某物质浓度变化表示的平均速率。
如反应：2N 2O 5 (g) === 4NO 2 (g) + O 2 (g)反应起始时N 2O 5 (g)浓度为1.15mol ·L —1， 100s 后测得N 2O 5 (g)浓度为1.0 mol ·L -1，则反应在100s 内的平均速率为：1131152s L mol 105.1s100L mol 15.1L mol 0.1)O N (-----⋅⋅⨯=⋅-⋅-=∆∆-=t c v如果用生成物NO 2(g)或O 2(g)浓度的变化来表示平均速率，则为：11312s L mol 100.3s1000L mol )2/415.0()NO (----⋅⋅⨯=-⋅⨯=∆∆=t c v11412s L mol 105.7s1000L mol )2/115.0()O (----⋅⋅⨯=-⋅⨯=∆∆=t c v由计算可知，分别用三种物质浓度的变化表示该反应速率的数值各不相等，这是因为它们的计量系数不相等而引起的。
6.6温度对反应速率的影响
动力学
例12 将1%盐酸丁卡因水溶液安瓿分别置于下列温度水浴 下恒温加热，在不同时间取样测定其含量，得一下结果，当 相对ห้องสมุดไป่ตู้量降至90%即为失效。求该药物在室温(298.15K)下的 贮存期。
338.15K t/h 0 48 96 144 192 c/% 100 98.04 96.13 94.16 92.34 lnc 4.60517 4.585376 4.565701 4.544995 4.525477 t/h 0 48 96 144 192 348.15K c/% 100 96.01 91.58 87.37 83.55 lnc 4.60517 4.564452 4.517213 4.470152 4.425445 t/h 0 24 48 72 96 120 358.15K c/% 100 95.26 90.75 86 81.5 77.14 lnc 4.60517 4.55661 4.508108 4.454347 4.400603 4.345622 t/h 0 24 48 72 96 120 368.15K c/% 100 90.72 80.69 71.73 63.83 56.75 lnc 4.60517
Absorbance
0.2
60oC
0.0
0
60
120 t/h
180
240
300
343.15 3.82
353.15 10.6
361.15 24.0
三. 药物贮存期预测
以ln k对1/T的回归直线方程：
ln [k /(Abs/h)]
-3.5 -4.5 -5.5 -6.5 -7.5 2.75
动力学
12410 lnk 30.61 T
-3.6 -4 0.003
arrenhenius公式
arrenhenius公式哎呀，一提到“Arrhenius 公式”，可能很多同学的脑袋都要大一圈啦！但别怕，咱们今天就来好好聊聊这个看似神秘的家伙。
还记得我之前教过的一个班级，有个叫小明的同学。
那时候我们刚开始接触化学动力学的知识，一讲到 Arrhenius 公式，小明的眼神就变得迷茫起来。
咱们先来说说这个 Arrhenius 公式到底是啥。
它呀，表达式是 k = A·e^(-Ea/RT) 。
这里的 k 表示反应速率常数，A 叫做指前因子，Ea 是反应的活化能，R 是摩尔气体常量，T 是热力学温度。
听起来是不是有点复杂？就拿咱们日常生活中的例子来说吧。
想象一下，我们要把一堆积木搭成一个漂亮的城堡。
那些积木就像是反应物分子，要让它们成功搭成城堡，就得先给它们一些能量，让它们“活跃”起来，这个能量就是活化能 Ea 。
温度 T 呢，就好比是给这些积木“加油打气”的力量，温度越高，积木们就越有劲儿，越容易搭成城堡，反应速率也就越快。
回到咱们的课堂上，小明一开始怎么都搞不明白这个公式。
我就给他打了个比方，我说：“小明啊，你想想看，这就像一群小朋友要参加跑步比赛。
有些小朋友天生身体素质好，跑起来快，这就是指前因子A 大。
而跑道上的障碍呢，就像是活化能 Ea ，障碍越多越难跑过去，速度就慢。
温度呢，就像是给小朋友们吹的一阵顺风，风越大，他们跑得就越轻松。
”经过这么一解释，小明好像有点开窍了。
之后的几次作业和测验，他在涉及 Arrhenius 公式的题目上，错误逐渐减少。
在化学实验中，Arrhenius 公式也有着重要的应用。
比如说研究一个化学反应在不同温度下的速率变化，我们就可以通过测量不同温度下的反应速率，然后利用 Arrhenius 公式来计算出活化能和指前因子。
这就像是给这个化学反应“拍了一张 X 光片”，让我们能更清楚地看到它内部的“运作机制”。
再比如说，在工业生产中，知道了反应的活化能和指前因子，我们就可以通过控制温度来调节反应速率，从而提高生产效率，降低成本。
化学反应动力学知识点总结
6 化学反应动力学6.1本章重点与难点热力学只能预言在给定的条件下，反应发生的可能性，即在给定的条件下，反应能不能发生，发生到什么的程度。
而要把可能性变成现实性，就需要化学动力学的知识，化学动力学的基本任务：一是研究反应的速率以及各种因素（如分子结构、温度、压力、浓度、介质、催化剂等）对反应速率的影响，从而给人们提供选择反应条件，使化学反应按我们所希望的速率进行。
化学动力学的基本任务之二是研究反应历程一即反应物究竟按什么途径，经过哪些步骤，才转化为最终产物。
6.2学习中应掌握以下主要内容：掌握等容反应速率的表示法以及基元反应、复杂反应、反应分子数、反应级数、反应速率方程式等基本概念；简单级数反应（零级、一级、二级反应）的速率公式和它的特征，并能由实验数据确定简单反应的级数。
对三种复杂反应（对峙反应、平行反应和连续反应）要掌控其各自的特点并能对比较简单的反应能写出反应速率与浓度关系的微分式；明确温度、活化能对反应速率的影响、理解，阿化尼乌斯经验式中各项的含意，计算Ea 。
掌握链反应的特点，会应用稳态近似、平衡假设等近处理方法。
6.3基本内容化学动力学的研究内容化学动力学是研究化学反应过程的速率，化学反应过程中诸内因（结构、性质等）和外因（浓度、温度、催化剂、辐射等）对反应速率（包括方向变化）的影响以及探讨能够解释这种反应速率规律的可能机理，为最优化提供理论根据，以满足生产和科学技术的要求。
化学动力学的发展经历了从现象的观察到理论的分析，从宏观的测量到微观的探索。
化学动力学与化学热力学化学动力学和化学热力学都是物理化学两大重要分支学科，它们各有不同的研究内容。
化学热力学的任务是讨论化学过程中能量转化的衡算以及解决在一定条件下进行某一化学反应的方向和限度问题。
它讨论体系的平衡性质，不考虑时间因素和过程细节。
而化学动力学研究完成化学反应过程所需时间、影响条件以及实现这一过程的具体步骤（机理）。
化学热力学只回答化学反应的可能性问题；而化学动力学才回答化学反应的现实性问题。
阿仑尼乌斯Arrhenius公式
3. 化学动力学与化学热力学的联系与区别
• 热力学：研究过程的可能性。 • 动力学：研究过程的现实性。 • 热力学不考虑时间因素，所以热力学上可以发生的过程只是现 实可能发生的过程，不是必然发生的。比如一个化学反应的摩 尔反应吉布斯函数变尽管为负，但由于反应阻力很大，有可能 实际上并不发生，因而必须研究动力学问题，即过程发生的速 度问题。 • 但热力学上不能发生的过程，在现实中肯定是不能发生的。
反应速率表示方法实例：
2NO B r2 2NOB r
1 d[ NO] d[ Br 2 ] 1 d[ NOBr] r 2 dt dt 2 dt
13
2.反应速率的测定
• 从原则上看，只要测定不同时刻反应物 或产物的浓度，便可求出反应速率。测 定方法一般有化学法和物理法。见教材 P124.
14
§7.3 基元反应与反应分子数
绝大多数化学反应方程式并不代表反应的真实历程，而仅代 表反应的总结果。
例如HCl的气相合成反应为 H2 + C12 2HCl 需要经过以下一系列步骤来完成：
(1) (2) (3) (4)
C12 + M Cl·+ H2 H·+ C12 2Cl·+ M
2Cl· +M HCl + H· HCl + C1· C12 + M
HCl合成反应是由4个基元反应组成的非基 元反应。
例如，下列反 2HI 应为总包反应： H 2 I 2 H 2 Br2 2HBr
１.化学热力学的研究对象和局限性 研究化学变化的方向、能达到的最大限度以及 外界条件对平衡的影响。化学热力学只能预测反应 的可能性，但无法预料:①反应能否发生? ②反应的 速率如何？③反应的机理如何？
arrhenius equation公式
arrhenius equation公式Arrhenius方程是描述化学反应速率与温度之间关系的重要公式，广泛应用于化学、材料科学、生物学等领域。
它的公式形式为：k = A * exp(-Ea / R * T)其中，k是反应速率常数，A是频率因子，Ea是活化能，R是气体常数，T 是温度。
1.Arrhenius方程的定义和意义Arrhenius方程是由瑞典化学家Sven Arrhenius在1889年提出，旨在解释温度对化学反应速率的影响。
根据该方程，反应速率与温度呈指数关系，温度升高，反应速率加快。
这一发现对化学反应动力学的发展具有重要意义。
2.Arrhenius方程的参数及其物理意义- A（频率因子）：表示单位时间内活化分子碰撞的次数，与反应速率有关。
- Ea（活化能）：是指分子必须克服的能垒，以实现反应。
活化能越高，反应速率越慢。
- R（气体常数）：是一个与温度无关的常数，单位为J/(mol*K)。
- T（温度）：反应发生的温度，单位为K。
3.Arrhenius方程在实际应用中的案例Arrhenius方程在许多实际应用中发挥着重要作用，例如催化剂研究、燃烧过程、生物降解等。
通过测量不同温度下的反应速率，可以求解活化能，进而了解反应机理和催化剂性能。
此外，Arrhenius方程还可以用于预测材料的寿命，为材料设计和工程应用提供参考。
4.Arrhenius方程的优缺点和局限性优点：Arrhenius方程提供了一个简单、直观地描述反应速率与温度关系的模型，具有较高的预测准确性。
缺点：Arrhenius方程的适用范围有限，对于非指数级反应、复杂反应体系或不涉及温度影响的反应，该方程不适用。
此外，Arrhenius方程中的参数A、Ea和R的确定需要实验数据，而实验条件的差异可能导致参数值的变化。
5.拓展阅读和进一步学习建议- 深入了解Arrhenius方程的推导和应用，可以参考化学动力学等相关教材和论文。
化学反应动力学-第五章-气相反应动力学
(C6H5 )3 C C(C6H5 )32(C6H5 )3C
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二、单分子气相分解反应
这类反应的共同特点是:反应分子取得能量活化变为活 化分子,然后分解为两个自由基。
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生成自由基的单分子气相反应历程示意
(R1 R2)≠
Ea
-R1 R2
R1 + R2 ΔH
反应坐标
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二、单分子气相分解反应
按照阿仑尼乌斯公式 k AeEa RT
取自然对数 2.303lg k 2.303lg A Ea RT
Ea
2.303(lg A lg k)RT 1000
(2)质心点模型： 假定分子为一个质点,分子间的相互作用来源于 质点的质心力。分子间作用能的大小视为质点间 距离的函数。只有当分子间距离比较大时，即远 大于分子直径时，分子才能近似为质点。
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三、活化能
反应的活化能——活化分子具有的能量 假设A、B双分子的反应是：
A + B AB 产物
（一）碰撞理论证明了质量作用定律的正确性：
对于基元反应 A B 产物
可得：
r kab
按碰撞理论，上述反应的速率为：
r碰 pzA0B eEc RT ab
且
k pzA0B eEc RT
可见，碰撞理论从微观证明了质量作用定律的
正确性。
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七、碰撞理论与经典动力学的基本定理
势能剖面图
势能 Eb+E0+
考研化学动力学知识点梳理
考研化学动力学知识点梳理化学动力学是研究化学反应速率及其变化规律的科学。
在考研中，化学动力学作为化学的重要分支，是一个经常被考察的知识点。
下面将对考研化学动力学的主要知识点进行梳理，帮助大家更好地备考。
一、动力学常用公式1. 反应速率：表示单位时间内反应物消失或生成物产生的量的变化率，通常用ΔC/Δt表示。
2. 平均反应速率：在反应的某个时间段内，反应物浓度变化量除以时间的比值，通常用ΔC/Δt表示。
3. 瞬时反应速率：在某一特定时间点上，反应物浓度变化对时间的导数，即dc/dt。
4. 反应级数：反应物浓度变化对时间的指数比例，可以根据反应物浓度变化情况确定。
5. 反应速率与浓度的关系：一般来说，反应速率与反应物浓度成正比。
6. 反应速率与温度的关系：温度升高，反应速率也会增加。
二、反应速率方程1. 速率常数：化学反应速率与物质浓度的关系可以用速率常数表示。
速率常数通常用k表示。
2. 反应速率方程：由实验数据可以确定反应速率与反应物浓度的关系。
(1) 零级反应：反应物浓度对反应速率没有影响，反应速率恒定不变。
(2) 一级反应：反应速率与反应物浓度成正比。
(3) 二级反应：反应速率与反应物浓度的平方成正比。
(4) 伪一级反应：反应速率只与一个反应物的浓度成正比。
三、反应速率与温度的关系1. 阿拉伊雪夫方程：反应速率常数与温度之间存在一定的关系，可以用阿拉伊雪夫方程表示。
k = A * exp(-Ea/RT)其中，k为速率常数，A为温度无关的因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为反应温度（单位为开尔文）。
2. 温度对反应速率的影响：温度升高，反应速率也会增加，符合阿拉伊雪夫方程中活化能的影响。
四、反应机理和反应速率方程1. 反应机理：反应机理是指每一步反应的速率和分子碰撞的情况，可以通过实验数据推导出反应机理。
2. 反应速率方程的推导：反应速率方程是根据反应机理和速率常数得出的。
一般情况下，反应速率方程与反应物浓度的关系可以用实验数据拟合得出。
化学动力学6.6阿氏公式
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Ea dln k 阿氏公式微分式： dT RT 2
1 1 阿氏公式积分式： 定积分 T T 1 2 E 不定积分 lnk a 1 lnA R T Ea k2 ln k1 R
指数式
k
Ea Ae RT
A：指前因子(量纲与k一致) Ea：阿氏活化能 (J/mol)
（4）同时有二个反应，增加相同的温度，Ea大的反应k的增加比 Ea小的反应k的增加更多。 ——提高温度有利于Ea大的反应
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三．药物贮存期预测
一般在较高温度时测定速率常数（称加速试验） 通过Arrhenius方程计算常温（或低温）时的贮存期 1. 恒温法（常用） 确定几个试验温度，分别恒温测定（做多次实验） 2. 变温法 在升温过程中测定（一次实验，需专用设备）
1．阿氏活化能Ea 托夫曼解释： Ea是活化分子平均摩尔能量与所有反应物分 子平均能量之差
Ea E * E
dln k 2 dln k Ea = –R斜率 R RT 1 dT d dT 活 化 分 子 T 2．活化能与反应热 2 T 平均能量
反应物分子 平均能量
T 阿氏型
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爆炸
酶催化
烃氧化
三分子反应
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二．活化能 ( Activation energy )
化学反应是分子间碰撞，旧键断裂，新键生成的过程 碰撞
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二．活化能 ( Activation energy )
化学反应是分子间碰撞，旧键断裂，新键生成的过程 A 新键生成 B
阿伦尼乌斯公式和活化能ppt课件
1
阿仑尼乌斯公式和活化能
范特霍夫规则：
kT10 2 ~ 4 kT
2
阿仑尼乌斯公式和活化能
r
r
r
r
r
(1) T
(2) T (3) T (4) T 速率与温度的关系
(5) T
3
阿仑尼乌斯公式和活化能
4
阿仑尼乌斯公式和活化能
5
阿仑尼乌斯公式和活化能
6
阿仑尼乌斯公式和活化能
ln 1 k 600s 1 0.9
得 k=3.84×10-3s-1
10
阿仑尼乌斯公式和活化能
将T1=600K，k1=2.14×10-4s-1，k2=3.84×10-3s-1， 代入阿伦尼乌斯定积分式得
3.84 103
229.3103
11
ln
2.14 104
8.314J K1
在室温或稍高温度下反应
在200℃左右反应 在800 ℃左右反应
15
阿仑尼乌斯公式和活化能
（3）升高温度对活化能较大的反应影响较大
ln k
(ln ka )
(ln kb )
b
a
1
1
1
T
T2
T1
16
阿仑尼乌斯公式和活化能
（4）一般认为活 化能大小跟温度无 关，当实验温度变 化很大时，特别是 反应物分子结构复 杂时，活化能与温 度是有关的。
12
阿仑尼乌斯公式和活化能
H2和Cl2化合反应历程为
（1）M+Cl2 k1 2Cl·+ M
链引发
（2）Cl·+H2 k2 HCl + H· 链传递
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1 1 阿氏公式积分式： 定积分 T T 1 2 E 不定积分 lnk a 1 lnA R T Ea k2 ln k1 R
指数式
k
Ea Ae RT
A：指前因子(量纲与k一致) Ea：阿氏活化能 (J/mol)
活化分子数
0
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二．活化能 ( Activation energy )
Ea k2 由 ln k1 R 1 1 讨论 T T 1 2
（3）同一反应，增加相同的温度，在低温区k的增加比高温区k 的增加更多
1 1 1 1 > 因为 T T T 1 高 温 2 2 T1 低 温 1 1 1 1 如 310 300 510 500
1．阿氏活化能Ea 托夫曼解释： Ea是活化分子平均摩尔能量与所有反应物分 子平均能量之差
Ea E * E
dln k 2 dln k Ea = –R斜率 R RT 1 dT d dT 活 化 分 子 T 2．活化能与反应热 2 T 平均能量
反应物分子 平均能量
一．阿仑尼乌斯经验公式
例 药物稳定性试验： 某药物溶液的分解为一级反应，分解10%即失效，求反应的活 化能和25C时的有效期。已知较高温度反应时数据： T/K 323 333 343 k103/h1
1 10 3 K -1 T
0.708 3.096 7.253
1.70 3.003 6.377
T 阿氏型
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爆炸
酶催化
烃氧化
三分子反应
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二．活化能 ( Activation energy )
化学反应是分子间碰撞，旧键断裂，新键生成的过程 碰撞
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二．活化能 ( Activation energy )
化学反应是分子间碰撞，旧键断裂，新键生成的过程 A 新键生成 B
1 ln 7.054 10 5 t 0.9
t = 1493 h = 62.2 d
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一．阿仑尼乌斯经验公式
3．阿氏公式适用性 (1) Ea意义 (2) 线性关系 (3) 反应类型 k 基元反应——Ea意义明确 非基元反应——Ea为综合的，表观的 一定温度范围内符合 较大范围时弯曲 多数反应符合 少数反应 k~T关系特殊
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一．阿仑尼乌斯经验公式
2．阿氏公式的应用 （1）求反应活化能 有二组数据，定积分式，或不定积分式 有系列数据，不定积分式线性回归
Ea 斜率 R
截距＝ln A
Ea 1 lnk lnA R T
（2）已知Ea ，从一个温度 k1求另一温度时的 k2
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3.55 2.915 5.641
ln k
1 ( r = –0.9994 ) 8936 解 lnk ~ 的回归方程为 lnk 20.43(n =3 ) T T E 活化能 a 8936 Ea = 8936R = 74.29 kJ/mol R
有效期
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T = 298K 时，k = 7.05410 – 5 h – 1
旧键断裂
克服引力
C
有足够能量的分子（活化分子）才能完成反应，反应所需的最 低能量是活化能 对反应研究的方法不同，有几个反应最低能量的概念
阿氏活化能Ea 碰撞理论中阈能Ec 过渡态理论中势能垒Eb ，活化焓rH
数值相近 概念引出不同
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二．活化能 ( Activation energy )
rH=E正– E负
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Ea目前只能由实验得到，称实验活化能
E正
E逆 反应热rH ( 或rU) 产物分子 平均能量
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二．活化能 ( Activation energy )
3．活化能对反应速率的影响
由k
Ea Ae RT 讨论 Ea e RT Ea e RT
（1）T越高，k越大 （2）Ea越小，k越大
（4）同时有二个反应，增加相同的温度，Ea大的反应k的增加比 Ea小的反应k的增加更多。 ——提高温度有利于Ea大的反应
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三．药物贮存期预测
一般在较高温度时测定速率常数（称加速试验） 通过Arrhenius方程计算常温（或低温）时的贮存期 1. 恒温法（常用） 确定几个试验温度，分别恒温测定（做多次实验） 2. 变温法 在升温过程中测定（一次实验，需专用设备）
化学反应
平衡时 平衡常数
A
k2 r正 = r逆
G k1 cA,平 = k2 cG,平
K
cG ,平 c A ,平
k1 k2
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一．阿仑尼乌斯经验公式 cG ,平 k1 平衡常数 K c A ,平 k 2
Van't Hoff方程 K~T关系：
U (等容) dln K H (等压) 或 dln K dT dT RT 2 RT 2
设 H = E1 – E2代入
dln k1 E1 dln k1 dln k 2 E1 E 2 拆成二项： dT RT 2 dT RT 2 dln k 2 E2 dT Ea dln k RT 2 阿氏公式微分式： dT RT 2
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一．阿仑尼乌斯经验公式
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第六节 温度对反应速率的影响及活化能
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• 浓度对反应速率的影响——反应级数
• 温度对反应速率的影响——速率常数
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一．阿仑尼乌斯（ Arrhenius ）经验公式
1．阿氏公式
B Arrhenius最初发现 lnk C T
结合Van't Hoff方程得到具体关系式 k1