工程化学教案 第二章 袋=-20石7引20a石】 E。11）E。T,-T K 二、 Arrhenius方程式的应用 例：1)已知某反应的Ea,可利用阿仑尼乌斯公式求不同温度下的k。 例：k=0.75L·mol-1·S-,计算700K时的k。 解：T2=700K,T1=600K, k=? k1=0.75 1.14×103(700-600) e05=2308314012 k=20(L·mol1·S-l) 例：2)知不同温度下的k,可计算反应的活化能Ea。 另外，从阿氏公式可得：)温度一定时，Ea下降，V增大；)不同的反应 活化能不同，升高同样的温度，活化能大的反应速度增加的幅度大。这两个结论并不矛盾， 都可以从阿尼乌斯公式上得以解释。 第五节反应速率理论 一、 碰撞理论 氢气和氧气在空气中反应得很慢，当一经点燃(600℃以上)或用铂绒催化，即以爆炸 形式完成反应，说明了反应速奉除与反应本质外，尚与一些外界因素有关。由此提出了种种 理论，较为流行的有“碰撞理论”和活化络合物理论”。 1889年，瑞典阿累尼乌斯(S.Arrhenius)提出碰撞理论：A、反应是通过反应物分子间 的碰撞实现的，故反应速度正比于碰撞频率，即反应是通过反应物分子彼此碰撞而进行的 B、绝大多数的碰撞是无效的弹性碰撞，并不是每一次碰撞都能发生反应。只有那些能量超 过某一能值的分子（叫活化分子）之间的碰撞一一有效碰撞才能导致反应，其它分子间 的碰撞都是无效的，只有少数能反应的碰撞成为有效碰撞：C、发生有效碰撞的反应物分子 一活化分子。活化分子百分数增加，有效碰撞增加，化学反应速率增加。D、活化能为活化 分子平均能量与反应物分子的平均能量之差，它表示一摩尔具有平均能量的反应物分子成为 工程化学教案 第二章 • • 7 2 2 1 1 2 1 1 2 1 1 lg 2.303 2.303 K T T E E a a K R T T R TT     − = − =     −     二、 Arrhenius 方程式的应用 例：1）已知某反应的 Ea ，可利用阿仑尼乌斯公式求不同温度下的 k 。 例：k = 0.75 L·mol -1·S –1 ，计算 700K 时的 k 。 解：T2 = 700K ，T1 = 600K， k2 = ？ k1 =0.75 ( ) ( ) 5 2 1.14 10 700 600 lg 1.42 0.75 2.303 8.314 700 600 k  − = =  − k2 = 20 （L·mol -1·S –1） 例：2）知不同温度下的 k ，可计算反应的活化能 Ea 。 另外，从阿氏公式可得：i）温度一定时，Ea 下降 ，V 增大 ；ii）不同的反应 活化能不同，升高同样的温度，活化能大的反应速度增加的幅度大。这两个结论并不矛盾， 都可以从阿尼乌斯公式上得以解释。 第五节 反应速率理论 一、 碰撞理论 氢气和氧气在空气中反应得很慢，当一经点燃（600℃以上）或用铂绒催化，即以爆炸 形式完成反应，说明了反应速率除与反应本质外，尚与一些外界因素有关。由此提出了种种 理论，较为流行的有“碰撞理论”和“活化络合物理论”。 1889 年，瑞典阿累尼乌斯（S.Arrhenius）提出碰撞理论：A、反应是通过反应物分子间 的碰撞实现的，故反应速度正比于碰撞频率，即反应是通过反应物分子彼此碰撞而进行的； B、绝大多数的碰撞是无效的弹性碰撞，并不是每一次碰撞都能发生反应。只有那些能量超 过某一能值 E ※ 的分子（叫活化分子）之间的碰撞——有效碰撞才能导致反应，其它分子间 的碰撞都是无效的，只有少数能反应的碰撞成为有效碰撞；C、发生有效碰撞的反应物分子 --活化分子。活化分子百分数增加，有效碰撞增加，化学反应速率增加。D、活化能为活化 分子平均能量与反应物分子的平均能量之差，它表示一摩尔具有平均能量的反应物分子成为