1樓：匿名使用者
會變。因為無論是總包反應的表觀速率常數還是基元反應的速率常數都不嚴格符合阿倫尼烏斯方程 k=a·exp(-ea/rt) 的形式，而ea只是由k得到的表觀能量。如果限定a不隨溫度變化，機械地按上式計算出的活化能就會隨其他因素變化。
所有的基元反應理論模型中，指前因子都與溫度有關：碰撞模型中 k=na(r1+r2)^2·(8πkt/μ)^0.5·exp(-ec/rt)=at^0.
5exp(-ea/rt)；過渡態理論中 k=kbt/h·exo(-δg≠/rt)=at·exp(-ea/rt)……單分子反應模型中涉及更復雜的機理，指前因子和活化能都與多種因素有關。一些反應還需要考慮隧道效應而部分忽略活化能的作用。由基元反應組合成的總包反應的表觀活化能也與上述因素有關。
催化劑可以改變總反應的機理，也能改變表觀活化能。
因此，對於機理一定總反應，阿倫尼烏斯方程這個經驗式需要限定適用範圍，即在a和ea變化不太的溫度和其他條件下才能使用。鑑於大多理論模型都可以表示為 k=at^n·exp(-ea/rt)，而壓強等因素總體來說對大多數反應的速率常數影響不大，為了突出ea本身的比較明顯的物理意義——勢能面的能壘高度，可以限定ea不變，將不同溫度下的k按 k=at^n·exp(-ea/rt) 擬合，n為阿倫尼烏斯方程的校正經驗引數。這個經驗式在室溫到數千k範圍都能達到相當好的適用性，明顯要優於阿倫尼烏斯方程。
2樓：颯颯穀風
活化能一般不變，但是阿侖尼烏斯公式有溫度啊
3樓：合縱攻秦
催化劑能降低化學反應的活化能
hahaha
其他與溫度壓強好像無關，但溫度高了達到反應活化能，使反應進行有兩個以上溫度下的速率常數就可以根據阿侖尼烏斯公式估算反應的活化能ea得值。 ln(k2/k1)= ea/r *(1/t1-1/t2)
對於一個化學反應來說，活化能越大，反應速率越快對嗎
4樓：demon陌
錯的。對於一個化學反應來說，活化能越小，反應速率越快。
活化能是指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。 所以化學反應中，所需活化能越小，需要你提供的能量也就越小，就更容易發生反應。
所需活化能大的話，要給他提供足夠多的能量，它才能反應，所以反應起來比較「費勁」，速率也就慢了，反之，活化能越小，越容易反應，速率也就快了。
5樓：匿名使用者
活化能是指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。 所以化學反應中，所需活化能越小，需要你提供的能量也就越小，就更容易發生反應，所需活化能大的話，你要給他提供足夠多的能量，它才能反應，所以反應起來比較「費勁」，速率也就慢了，反之，活化能越小，越容易反應，速率也就快了
6樓：匿名使用者
活化能越大，反應速率越大。這個是普遍實驗的規律。活化能越大，分子能量越高，反應也就越快，只能說它反應門檻高，並不能說反應慢。
什麼是活化能活化能的概念是什麼？
活化能activation energy 非活化分子轉變為活化分子所需吸收的能量。溫度對反應速率有顯著影響。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述 ae e rt 1 式中 為反應的速率系 常 數 e和a分別稱為活化能和指前因子，是化學動力學中極重要的兩個引數 r為摩爾氣體常數 t為熱力學...
通常活化能越大的反應，升高溫度時其反應速率增大得越快。這句話
對。對於溫度變化不太大的情形，應用阿倫尼烏斯公式k ae ea rt k2 k1 e ea r 1 t1 1 t2 所以ea越大，t2 t1時，k2 k1越大 活化能越大，反應速率受溫度影響越大嗎 正確，用阿倫裡烏斯公式可以判斷，如圖所示 根據阿累尼烏斯公式k ae ea rt 在同一反應中，溫度不...
催化劑為什麼能降低反應的活化能
1.有的催化劑可以改變反應歷程，使活化能降低。2.有的催化劑可以把氣體吸附在表面，從而削弱氣體分子內部的化學鍵，使活化能降低。這是應為催化劑降低了反應所需要的最低能量限度，那麼在比較第能量的情況下都能反應而所降低的能量就是活化能 樓主你好，這個問題現在科學家還不太清楚。有的人認為是物體表面的分子參與...