阿伦尼乌斯公式

阿伦尼乌斯公式

　　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。

　　(1)式还可以写成：

　　lnκ=lnA-Ea/RT

　　(2)

　　lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。

　　例：由Ea计算反应速率系数k　当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。阿伦尼乌斯公式

　　2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)　已知：T1=298.15K, k1=0.469×10s　T2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3。　Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol　lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R　K3=6.12/1000S

　　对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2(dlnκ/dT)(3)活化能

　　在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。　对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。