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化学动力学简介
§3 温度对化学反应速率的影响
(a) 一般反应 (b) 燃烧和爆炸反应 (c) 酶催化反应
(d) 烃类的氧化反应 (e) 2NO + O2 →2NO2
o
van’t Hoff规则: 反应温度升高10 C，反应速率增加约2−4倍
普通化学 1
化学动力学简介
3.1 Arrhenius 公式
-E /(RT)
k = A×e a
A: 指前因子，单位与k 相同
E : 活化能，kJ·mol-1
a
-1 -1
R: 8.314 J·mol ·K
T: 热力学温度，K
在100 K或200 K的温度区间内，E 和A可以近似看成常数
a
lnk = -E /(RT) + lnA
a
lnk = -E /(RT ) + lnA lnk = -E /(RT ) + lnA
1 a 1 2 a 2
普通化学 2
化学动力学简介
两式相减，得：
k E 1 1 E T −T
2 a a 2 1
ln - ( =− ) =×
k R T T R T T
1 2 1 1 2
阿累尼乌斯认为，能量低的分子不会起反应，要使它
起反应必须吸收一定的能量以达能起反应的活化态，
分子到达活化态所需的最小能量就是反应的活化能。
对基元反应而言，活化能等于活化分子的平均能量与
反应物分子平均能量之差。
对复杂反应而言，活化能等于各基元反应活化能的代
数和，称为表观活化能，没有明确的物理意义。
普通化学 3
化学动力学简介
Ea+ = 正向反应的活化能
E = 逆向反应的活化能
a-
∆E = E − E
a+ a-
普通化学 4
化学动力学简介
3.2 反应速率理论
(a) 碰撞理论
英国的路易斯在1918年提出，其基础是分子运动论，
主要适用于气体双分
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