化学反应的活化能与反应速率常数
化学反应速率和活化能的测定
五、数据处理
1、反应级数与反应速率常数的计算 对速率方程v=kcm（S2O82-）cn（I-）两边取对数： lgv=mlgc （S2O82-） +nlg c（I-） +lgk 以实验一，二，三中的lgv对lgc（S2O82-）作图， 得一斜率为m的直线。以实验一，四，五中的 lgv对lgc（I-）作图，可求得一斜率为n的直线， 总反应级数为m+n。将求得的m与n代入v=kcm （S2O82-）cn（I-）便可求得反应速率常数。
通过改变S2O82-与I-的初始浓度，测定消 耗等物质的量浓度的S2O82-所需要的不同Δt， 计算不同初始浓度的初速率，进而确定该反应
的微分速率方程与反应级数。
ห้องสมุดไป่ตู้
三、仪器药品
1、仪器 大试管，小试管，10mL吸量管，秒表，量筒
2、药品 过二硫酸铵，碘化钾，硫代硫酸钠，硫酸铵，硝
酸铜，淀粉溶液
四、实验步骤
实验测定的是一段时间间隔（Δt)内反应的平均 速率v
v=-Δc（S2O82-）/Δt 近似用平均速率代替初速率
v=kcm（S2O82-）cn（I-） =-Δc（S2O82-）/Δt 为检出在Δt内S2O82-浓度改变值，须混入一定体 积已知浓度的Na2S2O3溶液与淀粉溶液,在反应（1）进 行同时发生：
2、反应活化能的计算
lgk=A-Ea/2.30RT。Ea为反应活化能，R为摩尔气 体常数，T为热力学温度。测出不同温度的k值， 一lgk对1/T作图，可得一斜率为-Ea/2.30RT的直 线，由斜率求出活化能Ea。
3、误差计算
①本实验活化能的测定值的误差不超过10%。 ②文献值：51.8kJ•mol-1 。
化学反应速率与活化能的测定
化学反应中的反应速率与活化能
化学反应中的反应速率与活化能化学反应是许多日常生活中都会遇到的现象，从热茶的冷却到菜肴的烹调，这些全都是化学反应。
所谓化学反应，是指分子之间发生的一种转化，分子在这个过程中可以碰撞、断裂或重新组合，从而改变其化学性质。
化学反应速率则是描述一个化学反应的速度，即在一段时间内变化的反应物或产物的量。
本文将会探讨化学反应速率与活化能之间的关系。
一、反应速率与化学实验反应条件反应速率的大小取决于多种因素，包括反应物的浓度、温度、反应物的物理状态、催化剂存在与否，以及其他反应条件。
其中，浓度和温度是影响最大的因素。
反应物的浓度越高，因为碰撞概率增大，反应速率就越快。
温度越高，则分子的热运动越剧烈，反应速率也越快。
这两个因素的影响可以被下式描述：反应速率∝反应物浓度的指数× e^(−Ea/RT)其中，Ea是反应活化能，R是理想气体常数，T是温度。
这个式子告诉我们，反应速率与反应物浓度的指数成正比，反应物浓度的指数也称反应阶数，可以通过实验测定；温度增加可以增加反应速率，而本质上是因为温度提高导致反应物分子能量增加，诱发更多高能反应，而这个高能反应需要一定的活化能。
二、反应活化能的定义与测量反应活化能是指化学反应需要克服的能量障碍，也是通俗理解中的反应的难度。
活化能是一个反应在化学动力学上进行的基本特征，而不依赖反应物和产物的数量。
它通常表示为Ea，单位通常是焦耳/摩尔。
反应活化能可以通过实验方法来测定。
假设我们知道某个化学反应的反应机理，我们可以测量在不同温度下反应速率就可以得到反应活化能。
这个方法被称为Arrhenius方程，其式子为：k = Ae^(−Ea/RT)其中，k是反应速率常数，A是反应的前因子，R、T和Ea的含义同上。
Arrhenius方程的核心是表示反应速率常数与反应活化能的关系，而且在对数图上成线性关系。
三、化学动力学在反应活化能中的应用化学反应动力学是研究化学反应速率和化学反应机理的一个分支学科，它包括研究反应速率和反应机理。
化学反应的活化能和反应速率
化学反应的活化能和反应速率一、化学反应的活化能1.定义：活化能是指在化学反应中，使反应物分子转变为活化分子所需提供的最小能量。
2.意义：活化能的大小反映了化学反应的难易程度。
活化能越低，反应越容易进行；活化能越高，反应越困难进行。
3.影响因素：（1）反应物分子的结构：分子结构越稳定，活化能越高；（2）反应物分子的组成：分子组成越复杂，活化能越高；（3）温度：温度越高，活化能越低。
二、化学反应的反应速率1.定义：反应速率是指在单位时间内，反应物浓度或生成物浓度的变化量。
2.表示方法：通常用反应物浓度或生成物浓度的变化量除以时间来表示，单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。
3.影响因素：（1）反应物浓度：反应物浓度越大，反应速率越快；（2）温度：温度越高，反应速率越快；（3）催化剂：催化剂能降低反应的活化能，从而提高反应速率；（4）表面积：固体反应物的表面积越大，反应速率越快；（5）压强：对于有气体参与的反应，压强越大，反应速率越快。
4.反应速率方程：反应速率方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的一个数学表达式，通常用速率常数k表示。
三、活化能与反应速率的关系1.活化能与反应速率成反比：活化能越低，反应速率越快；活化能越高，反应速率越慢。
2.活化能与反应速率的关系曲线：活化能与反应速率之间的关系可以通过Arrhenius方程进行描述，绘制出活化能与反应速率的关系曲线。
四、实际应用1.工业生产：了解活化能和反应速率的关系，可以优化工业生产过程，提高生产效率。
2.药物设计：研究活化能和反应速率，有助于设计新型药物，提高药物的疗效。
3.催化技术：研究活化能和反应速率，可以开发新型催化剂，提高反应速率，降低能源消耗。
4.环境保护：了解活化能和反应速率，有助于研究环境污染物的治理技术，保护生态环境。
习题及方法：1.习题：某化学反应的活化能是200 kJ·mol^-1，若反应物的初始浓度为1 mol·L^-1，求在25℃下，该反应的反应速率。
化学反应的活化能计算
化学反应的活化能计算化学反应的活化能是指反应过程中需要克服的能垒，它是判断反应速率快慢的一个重要指标。
在实际应用中，准确计算活化能对于了解反应动力学以及开发新的催化剂和反应条件都有着重要的意义。
本文将介绍几种常见的方法来计算化学反应的活化能。
一、阿伦尼乌斯方程法阿伦尼乌斯方程是描述温度对活化能影响的经验公式。
它的公式表达形式如下：k = A e^(-Ea/RT)其中，k为反应速率常数，A为预指因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为反应温度。
通过测定不同温度下的反应速率常数，可以绘制ln(k)与1/T的图像，其中斜率为-Ea/R，从而可以求出活化能Ea的数值。
二、阿伦尼乌斯方程的线性化形式阿伦尼乌斯方程可以通过取ln(k)和1/T的对数关系来线性化，即：ln(k) = ln(A) - (Ea/R)(1/T)将实验数据代入该式中，可得到一条直线，其中斜率为-Ea/R，截距为ln(A)，从而可以计算出活化能Ea和预指因子A。
三、根据反应速率常数和浓度的关系计算活化能在一些反应中，反应速率常数与反应物浓度的关系可以用简化的公式来表示。
例如，一级反应速率常数与反应物浓度的关系可以表示为：k = k0 e^(-Ea/RT) [A]其中，k0为特定条件下的速率常数，[A]为反应物的浓度。
通过测定不同浓度下的反应速率常数，并代入上述公式中，可以解得Ea的数值。
四、通过反应速率随温度变化的测量计算活化能在该方法中，通过测定不同温度下的反应速率，绘制ln(k)与1/T的图像，根据阿伦尼乌斯方程的线性化形式，通过斜率即可得到活化能的数值。
然而，值得注意的是，计算化学反应的活化能并不是一项简单的任务。
在实际操作中，需要使用多种方法进行验证和比较，得出准确的结果。
此外，还需要注意选择合适的实验条件、样品纯度以及适当的数据处理方法等因素，以确保计算结果的可靠性。
综上所述，化学反应的活化能可以通过阿伦尼乌斯方程法、线性化形式、反应速率与浓度关系、以及反应速率随温度变化的测量等多种方法进行计算。
化学反应速率和活化能的测定
c(S2 O 8 ) 2 m n r= = kc(S2 O 8 ) c(I ) t
2S2O32- + I3- = S4O62- + 3I-
c(S2 O 3 ) c(S2 O 3 ) c(S2 O 8 ) = = 2 2
2 2 2
2
2 2 c(S2 O 82 ) c(S2 O 3 ) c(S2 O 3 ) = = r= t 2t 2t
21
18
思考题1
若不用S2O82-，而用I-或I3-的浓度变化来表示反应 速率，则反应速率常数k是否一样？
19
思考题2
实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色的时间长 短来计算反应速率？当溶液中出现蓝色后，反应 是否就停止了？
20
下周实验
磺基水杨酸与三价铁离子配合物的组成及稳定常数测定
预习内容 分光光度计的使用 作图法处理数据； 移液管的使用； 配位平衡及平衡常数； 磺基水杨酸； 连续变化法；
速率常数-温度曲线
作图法
一般以主变量作横轴，应变量作纵轴； 坐标轴比例选择的原则: 首先图上的最小分度与仪器的最小分度一致，要 能表示出全部有效数字。 其次是要方便易读，例如用1 cm (即一大格)表示 1，2，5这样的数比较好，而表示3，7等数字则不 好。 还要考虑充分利用图纸，不一定所有的图均要把 坐标原点作为0，可根据所作的图来0 8 4 Ⅶ 10 10 8 4 / / / / / / /
Ⅷ
10 高20℃10
试剂的用量/ml
0 0℃ 0
量筒
平均值/
/ /
反应速率常数k
注意
实验Ⅳ、Ⅴ反应温度比室温分别高10、20℃； 实验Ⅵ为加催化剂0.02M的Cu(NO3)2，量为3滴； 实验Ⅶ为求实验Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的速率常数的平均 值； 求活化能时以实验Ⅶ、Ⅳ、Ⅴ的lgk对1/T作图， 由直线斜率求反应的活化能。Ea=－2.303R×S， S代表斜率； 比较实验Ⅰ、Ⅵ的反应速率大小；
实验一化学反应速率和活化能的测定
四、实验步骤
用同样的方法按表1中的用量，完成序号2～5 的其它实验。为使每次实验中溶液离子强度和 总体积不变，不足的量分别用0.20 mol· L -1的 KNO3溶液和0.20 mol· L-1的(NH4)2SO4溶液补 足。
表 1 浓度对反应速率的影响
实 验 序 号
0.20mol· L-1KI 0.01mol· L-1Na2S2O3 试剂用量， 2%淀粉溶液 0.20mol· L-1KNO3 mL 0.20mol· L-1(NH4)2SO4 0.20mol· L-1(NH4)2S2O8
四、实验步骤
表 2 温度对反应速率的影响
实 验 序 号 4 6 7 8
反应温度 反应时间 反应速率 反应速率常
K s v k
四、实验步骤
3、催化剂对反应速率的影响 按表1中序号4的用量，先在混合溶液中加2滴 0.02 mol· L-1的Cu(NO3)2溶液，混匀，然后迅 速加入(NH4)2S2O8溶液，并记录反应时间。同 没有加入Cu(NO3)2溶液的相同条件反应比较 催化剂对反应速率的影响。
1
20 8.0 4.0 / / 20
2
20 8.0 4.0 / 10 10
3
20 8.0 4.0 / 15 5
4
10 8.0 4.0 10 / 20
5
5 8.0 4.0 15 / 20
起始浓度， KI溶液 Na2S2O3溶液 mol· L-1 反应时间△t，s 反应的平均速率 反应速率常数
(NH4)2S2O8溶液
四、实验步骤
1、浓度对反应速率的影响 在室温下，用量筒分别量取0.20mol· L -1 的KI溶液20mL，0.010 mol· L-1的Na2S2O3溶 液8mL和0.2 % 淀粉溶液4mL，都加到150mL 锥形瓶中，混匀。再用另一个量筒取0.20 mol· L-1的(NH4)2S2O8溶液20mL，快速加到 盛混合溶液的150mL锥形瓶中，同时开动秒表， 将溶液搅匀。当溶液刚出现蓝色时，立即停表， 记下反应时间和温度。
反应速率常数与活化能
4、实验结果
---精品---
第一次 第二次 第三次 第四次 第五次
时间/s 130ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
264
447
670
950
时间/s 61
138
232
351
507
55.86 47.89 48.42 47.73 46.36
平均
49.25
由实验数据可以看出，温度越高，反应速率越快。而且活化能不是一个定值，测量过程 中也存在误差，测量结果必然存在一定的误差。 二、理论简介与分析 1、反应速率常数
反应速率常数即化学反应进行的快慢。用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的 增加量来表示。
与酸性 KI 反应的化学方程式：
离子方程式：
在 KI 的酸性溶液中，加入一定量的淀粉溶液和 量的 溶液。有如下反应：
---精品---
标准溶液，然后一次加入一定
1)
I
2)
3)
4) 反应速率可以写成
反应很慢 反应很快
反应很快 反应很快
其中 k= （ ），上式积分得
即： 再根据阿累尼乌斯公式
，即可求出活化能。
活化能是指化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。以酶和底物为例， 二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能，因 此不是说活化能存在于细胞中，而是细胞中的某些能量为反应提供了所需的活化能。
化学反应速率与其活化能的大小密切相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化 能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能（实际上是通过改变反应途径的方式降低活 化能）来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行。 3、过氧化氢与酸性碘化钾反应的动力学
化学反应速率及活化能的测定实验报告.doc
化学反应速率及活化能的测定实验报告1.概述化学反应速率用符号J或ξ表示，其定义为：J=dξ/dt（3-1）ξ为反应进度，单位是mol，t为时间，单位是s。
所以单位时间的反应进度即为反应速率。
dξ=v-1B dn B（3-2）将式（3-2）代入式（3-1）得：J=v-1B dn B/dt式中n B为物质B的物质的量，dn B/dt是物质B的物质的量对时间的变化率，v B为物质B的化学计量数（对反应物v B取负值，产物v B取正值）。
反应速率J总为正值。
J的单位是mol·s-1。
根据质量作用定律，若A与B按下式反应：aA＋bB→cC＋dD其反应速率方程为：J=kc a（A）c b（B）k为反应速率常数。
a＋b=nn为反应级数。
n=1称为一级反应，n=2为二级反应，三级反应较少。
反应级数有时不能从方程式判定，如：2HI→I2＋H2看起来是二级反应。
实际上是一级反应，因为HI→H＋I（慢）HI＋H→H2＋I（快）I＋I→I2（快）反应决定于第一步慢反应，是一级反应。
从上述可知，反应级数应由实验测定。
反应速率的测定测定反应速率的方法很多，可直接分析反应物或产物浓度的变化，也可利用反应前后颜色的改变、导电性的变化等来测定，如：可通过分析溶液中Cl-离子浓度的增加，确定反应速率，也可利用反应物和产物颜色不同，所导致的光学性质的差异进行测定。
从上式还可以看到，反应前后离子个数和离子电荷数都有所改变，溶液的导电性有变化，所以也可用导电性的改变测定反应速率。
概括地说，任何性质只要它与反应物（或产物）的浓度有函数关系，便可用来测定反应速率。
但对于反应速率很快的本实验测定（NH4）2S2O8（过二硫酸铵）和KI反应的速率是利用一个在水溶液中，（NH4）2S2O8和KI发生以下反应：这个反应的平均反应速率可用下式表示（NH4）2S2O8溶液和KI溶液混合时，同时加入一定体积的已知浓度的Na2S2O3反应：记录从反应开始到溶液出现蓝色所需要的时间Δt。
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化学反应的活化能与反应速率常数化学反应是物质发生变化的过程，而活化能和反应速率常数是描述化学反应过程的重要参数。
本文将探讨化学反应中活化能与反应速率常数之间的关系。
一、活化能的概念及影响因素
活化能是指化学反应所需的最低能量，也可理解为反应物转化为产物所需的能垒。
化学反应只有在克服了活化能的限制才能发生。
活化能的大小决定了化学反应的速率和可行性。
活化能的大小受多种因素的影响，包括反应物的浓度、温度、催化剂的存在以及反应物的分子构成等。
其中，温度是最主要的影响因素之一。
在一定温度范围内，活化能随着温度的升高而减小，反应速率也随之增加。
二、反应速率常数的概念及计算方法
反应速率常数是衡量化学反应速率的参数，通常用k表示。
反应速率常数与活化能之间存在一个关系式，即阿伦尼乌斯方程：k = A *
e^(-Ea/RT)。
其中，k为反应速率常数，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为反应温度。
根据阿伦尼乌斯方程可以看出，反应速率常数与活化能之间呈指数关系，即活化能每增加1倍，反应速率常数将减小e倍。
这意味着活化能越大，反应速率越低。
三、活化能对反应速率的影响
活化能对反应速率有重要影响。
当活化能较低时，反应物分子即可通过吸收少量能量进行反应，反应速率则较高。
而活化能较高时，需要较高的能量来克服活化能阻碍，反应速率相对较低。
此外，活化能还影响反应的反应路径。
活化能高时，反应物在反应过程中将面临更多的竞争反应路径，从而导致选择性降低。
活化能低时，反应物能更容易通过特定的反应路径转化为产物。
四、活化能的调节与催化作用
催化剂是化学反应中常用的调节活化能的方法之一。
催化剂通过提供新的反应路径，降低化学反应的活化能，从而提高反应速率。
催化剂在反应过程中不被消耗，能够反复参与反应，因此具有高效、经济的特点。
催化剂通过与反应物发生弱化吸附作用，降低了反应物之间相互作用的能垒，从而加速了反应速率。
催化剂能够选择性地作用于特定的反应物，使反应选择性得到提高。
五、应用与展望
活化能和反应速率常数的研究对于理解化学反应机制、优化反应条件、控制反应过程具有重要的意义。
通过调节活化能，可以提高反应速率、提高反应选择性，使化学反应更加高效、环保。
未来，随着化学反应动力学理论的深入研究和技术的不断进步，我们有望进一步探索活化能与反应速率常数之间的关系，为化学反应的控制与优化提供更加准确的理论和实践指导。
结语
活化能和反应速率常数是化学反应中重要的参数，二者之间存在紧密的关系。
活化能的大小决定了反应速率的快慢，而催化剂可以调节活化能，提高反应速率。
通过研究活化能与反应速率常数，可以深化对化学反应过程的理解，为反应条件的优化和反应动力学的控制提供理论支持。