第七章 化學(xué)反應(yīng)的速率

第7章化學(xué)反應(yīng)的速率Chapter

7PrimaryofChemicalReactionKinetics(適于2010級(jí)本科學(xué)生)化學(xué)化工系時(shí)文中教授Shiwz64@163.com內(nèi)容及要求

1．化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其實(shí)驗(yàn)測定方法。

2．了解反應(yīng)速率理論：碰撞理論、過渡狀態(tài)理論。

3．了解基元反應(yīng)、復(fù)雜反應(yīng)、反應(yīng)級(jí)數(shù)、反應(yīng)分子數(shù)的概念。

4．掌握質(zhì)量作用定律和化學(xué)反應(yīng)的速率方程式。

5．掌握濃度、溫度及催化劑對反應(yīng)速率的影響。

6．掌握溫度與反應(yīng)速率關(guān)系的阿侖尼烏斯經(jīng)驗(yàn)公式，并能用活化分子、活化能等概念解釋濃度、溫度、催化劑等外界因素對反應(yīng)速率的影響。教學(xué)重點(diǎn)與難點(diǎn)重點(diǎn)：

1.反應(yīng)機(jī)理的概念，有效碰撞理論，過渡狀態(tài)理論，活化能、活化分子的概念及其意義。2.濃度、溫度、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響及濃度、溫度對化學(xué)反應(yīng)速率影響的定量關(guān)系：質(zhì)量作用定律，化學(xué)反應(yīng)的溫度因子，阿侖尼烏斯方程及其應(yīng)用。難點(diǎn)：

1.有效碰撞理論，過渡狀態(tài)理論，活化能、活化分子的概念。2.質(zhì)量作用定律，阿侖尼烏斯方程。教學(xué)安排第一講：化學(xué)反應(yīng)速率及其速率理論(2h)第二講：影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素(2h)§7-1-1化學(xué)反應(yīng)速率的概念是指一定條件下單位時(shí)間內(nèi)某化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾?。對于均勻體系的恒容(V不變)反應(yīng)，慣用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，而且習(xí)取正值。濃度單位通常用mol·L-1，時(shí)間單位可用秒(s)、分(min)或小時(shí)(h)等表示。速率的單位可為mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1?！?-１化學(xué)反應(yīng)速率及其表示40℃，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率N2O5(CCl4)

2NO2(CCl4)+1/2O2(g)§7-1-2反應(yīng)速率的表示

①瞬時(shí)速率

某一時(shí)刻的反應(yīng)速率、瞬時(shí)速率;時(shí)間間隔Δt趨于無限小時(shí)的平均速率的極限。r

=斜率=-———ΔcΔttCΔcΔtr

=lim——————=————(Δc)產(chǎn)Δt0ΔtdC產(chǎn)dtr=lim——————=-————-(Δc)反Δt0ΔtdC反dtA點(diǎn)切線的斜率=t1=0sc1(N2O5)=0.144mol·L-1t2=5580sc2(N2O5)=0mol·L-1瞬間反應(yīng)速率.一般用作圖法求得。

平均速率

例如：２N2O5＝４NO2+O2t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-1對于一般反應(yīng)：aA+bB=dD+eE③不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速度間的關(guān)系r(A):r(B):r(D):r(E)=a:b:d:e——=——=——=——

r(A)

r(B)

r(D)

r(E)abder(A)=——-dCA

dt（余者類推）注意:

⑴反應(yīng)速率不管大小,總?cè)≌?⑵反應(yīng)速率是有單位的物理量.一、實(shí)驗(yàn)方法<1>測定反應(yīng)體系中某一組分在各個(gè)反應(yīng)時(shí)刻的濃度<2>根據(jù)表7-1作被測組分的濃度─時(shí)間圖<3>圖7-1曲線上各點(diǎn)的斜率就是該點(diǎn)的反應(yīng)速度表N2O5分解反應(yīng)速度（340K）二、實(shí)驗(yàn)要求

反應(yīng)的速度不能太快，因?yàn)樘?，濃度不能測定準(zhǔn)確|||||0

12

3

40.160-0.120-0.080-0.040-V=斜率=-———ΔcΔt④化學(xué)反應(yīng)速度的實(shí)驗(yàn)測定§7-2-1有效碰撞理論要點(diǎn)

1918年,Lewis,w.用氣體運(yùn)動(dòng)分子論分析了化學(xué)反應(yīng)過程,提出了有效碰撞理論：①反應(yīng)分子間只有發(fā)生相互碰撞,才可能發(fā)生反應(yīng)；②

能發(fā)生反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞,大部分碰撞為無效碰撞。

發(fā)生反應(yīng)的兩個(gè)基本前提:發(fā)生碰撞的分子應(yīng)有足夠高的能量;

碰撞的幾何方位要適當(dāng).§7-2反應(yīng)速率理論簡介

對應(yīng)2HI→H2+2I,若每次碰撞都反應(yīng),T=500℃,c(HI)=1.0×10-3

mol·dm-1,d(HI)=4.0×10-10m.則理論碰撞次數(shù)和實(shí)際碰撞次數(shù)各為多少？

以碰撞頻率公式計(jì)算：r實(shí)=1.2×10-8mol·dm-1·s-1

兩者相差1012倍這里，Z碰撞頻率，P取向因子，f

能量因子Ea-RTePZ.f.PZr==③能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子.分子發(fā)生化學(xué)反應(yīng)需要克服活化能(活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差值，稱為活化能。)

(1)分子之間的斥力;(2)分子中原子之間的鍵能。因此,作只有具有較高能量的活化分子之間發(fā)生的有效相互碰撞,才導(dǎo)致化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生。④

活化分子的數(shù)目遵從氣體運(yùn)動(dòng)的麥克斯韋方程低能分子數(shù)較少,高能分子數(shù)較少,平均能量的分子數(shù)目多?；罨?--塔爾曼定義:

活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差值，稱為活化能。即能夠?qū)е禄瘜W(xué)反應(yīng)進(jìn)行的活化分子的平均能量與參加化學(xué)反應(yīng)的所有分子的平均能量之差,用Ea表示,單位：kJ·mol-1。隨著溫度的升高,活化分子所占的比例增大。活化能：能夠發(fā)生有效碰撞的活化分子所具有的最低能量的NA倍。--《無機(jī)化學(xué)》武漢大學(xué)，第三版：283。⑤化學(xué)反應(yīng)的活化能越大,活化分子所占的比例越小,化學(xué)反應(yīng)速率越小;反之,化學(xué)反應(yīng)速率越大.

Ea>400kJ·mol-1的反應(yīng)為慢反應(yīng),一般反應(yīng)的活化能為60kJ·mol-1<Ea<250kJ·mol-1。應(yīng)當(dāng)注意:活化能單位:kJ·mol-1中的mol是指按化學(xué)反應(yīng)所示的微粒的特定組合。有效碰撞的方向性：能量對于化學(xué)反應(yīng)來說是必要的,但不是充分的,碰撞要有一定的方向性。對于反應(yīng)NO2+CO→NO+CO2

對HCl和NH3的氣相反應(yīng)，HCl的H端只能通過狹窄的“窗口”接近孤對電子，發(fā)生有效碰撞的機(jī)會(huì)自然小多了.反應(yīng)物分子（或離子）的碰撞┳活化分子┳有效碰撞→化學(xué)反應(yīng)（先決條件）（足夠的能量）（一定的取向）碰撞理論的優(yōu)缺點(diǎn)

優(yōu)點(diǎn):

描述了粗糙但十分明確的反應(yīng)圖像.它解釋了一部分實(shí)驗(yàn)事實(shí),理論所計(jì)算的速率系數(shù)k值與較簡單的反應(yīng)的實(shí)驗(yàn)值相符.

缺陷:半經(jīng)驗(yàn)、只解釋反應(yīng)速率與反應(yīng)物能量的關(guān)系,不能認(rèn)識(shí)反應(yīng)速率的微觀機(jī)理問題.模型過于簡單。

§7-2過渡態(tài)理論(transitionstatetheory)

1935年艾林(Eyring)和波蘭尼(Polany)等人提出來。

化學(xué)反應(yīng)不只是通過反應(yīng)物分子之間簡單碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要經(jīng)過一個(gè)中間的過渡狀態(tài)，即首先形成活化配合物。所以又稱為活化配合物理論。

1理論要點(diǎn)

發(fā)生化學(xué)反應(yīng)首先是反應(yīng)物中較高能量的分子按一定的方向發(fā)生碰撞生成一種過渡狀態(tài)的活化配合物，然后轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物分子。影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素有三:

（1）活化配合物的濃度；（2）活化配合物分解的幾率；（3）活化配合物分解的速率。反應(yīng)物活化配合物(過渡狀態(tài))生成物例如：在下列反應(yīng)中A＋BC→AB＋C

反應(yīng)過程中隨著A，B，C三原子相對位置的改變形成活化配合物(A…B…C)?(過渡狀態(tài))：

A

＋

BC

→（A…B…C)?

→

AB

＋

C

2活化能

活化：由穩(wěn)定的反應(yīng)物分子過渡到活化配合物的過程?；罨埽盒纬苫罨浜衔飸?yīng)具有的最低能量與反應(yīng)物分子的平均能量的差值。

3Ea和△rH的關(guān)系

ΔrH=Ea(正)-Ea(負(fù))這一步涉及到大氣臭氧層的破壞化學(xué)反應(yīng)過程中能量的變化優(yōu)點(diǎn)

(1)可以理論計(jì)算一些簡單反應(yīng)的活化能、且與Arrhenius的實(shí)驗(yàn)活化能值相符。(2)指出了反應(yīng)速率與微觀結(jié)構(gòu)的聯(lián)系，是一個(gè)正確方向。(3)r不但與Ea有關(guān)，也與形成活化配合物的?G0有關(guān),建立了動(dòng)力學(xué)與熱力學(xué)的橋梁。缺點(diǎn)

(1)確定活化配合物的結(jié)構(gòu)十分困難。(2)目前只解決了幾個(gè)簡單反應(yīng),應(yīng)用范圍還較小。Question21234勢能反應(yīng)過程所示反應(yīng)圖上哪一點(diǎn)代表反應(yīng)中間產(chǎn)物？哪一點(diǎn)代表活化絡(luò)合物？§7-3影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素§7-3-1

濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響

恒T,r取決C反，C反越大,r越快,

碰撞理論來解釋:

恒T,對某一化學(xué)反應(yīng)來說,C反一定,n活化分子%也一定.增加C反,n活化分子%增大,有效碰撞的頻率增大,r增大。1867年挪威化學(xué)家Guldberg、wange提出了質(zhì)量作用定律:

恒溫下，基元反應(yīng)的反應(yīng)速度與各反應(yīng)物濃度系數(shù)方次的乘積成正比。

例如：基元反應(yīng)aA+bBgG+hH

速率方程V=k

1．基元反應(yīng)：反應(yīng)物分子在有效碰撞中經(jīng)過一次化學(xué)變化就能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應(yīng)。

2．基元反應(yīng)的反應(yīng)速率方程式可由質(zhì)量作用定律描述3.質(zhì)量作用定律

(1)k的物理意義及取值

k在數(shù)值上等于各種反應(yīng)物的濃度為單位濃度時(shí)的反應(yīng)速率.單位是：升n-1·摩n-1·時(shí)間-1,Ln-1·Moln-1·S-1。（2）影響k大小的因素

k大小與T有關(guān)，T↑，k↑。（3）同一反應(yīng)

k(i)的比例關(guān)系

同一反應(yīng)用不同反應(yīng)物或產(chǎn)物的濃度變化來表示反應(yīng)速率時(shí),其反應(yīng)速率常數(shù)不同.

對于aA+bB=cC+dD

1/ak(A)=1/bk(B)=1/ck(C)=1/dk(D)即k(A):k(B):k(C):k(D)=a:b:c:d4.k的物理意義及理解（4）質(zhì)量作用定律的使用范圍。只適合于簡單反應(yīng)而不適合于復(fù)雜反應(yīng),復(fù)雜反應(yīng)的速率方程只能有實(shí)驗(yàn)決定,也可由非基元反應(yīng)的各個(gè)基元步驟來推導(dǎo)。（5）若有氣體參加,它們的濃度可用其分壓來代替。如：2N0（g）+O2（g）=2N02（g）r=kpPN02PO2（6）若有固體、液體參加反應(yīng)，它們的濃度不列入。5.幾個(gè)基本概念

(1)基元反應(yīng)簡稱元反應(yīng)如果一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)物分子在碰撞中相互作用直接轉(zhuǎn)化為生成物分子，這種反應(yīng)稱為元反應(yīng)。例如：(2)速率方程(rateequationofchemicalreaction)

速率方程又稱動(dòng)力學(xué)方程。它表明了反應(yīng)速率與濃度等參數(shù)之間的關(guān)系或濃度等參數(shù)與時(shí)間的關(guān)系。速率方程可表示為微分式或積分式。例如：r=kCaACBb(3)反應(yīng)級(jí)數(shù)（orderofreaction）

速率方程中各反應(yīng)物濃度項(xiàng)上的指數(shù)稱為該反應(yīng)物的級(jí)數(shù)，基元反應(yīng)的反應(yīng)級(jí)數(shù)就是方程中各反應(yīng)物的系數(shù)(a、b)；如r=k[A]a[B]b

所有濃度項(xiàng)指數(shù)的代數(shù)和稱為該反應(yīng)的總級(jí)數(shù)，通常用n表示。n的大小表明濃度對反應(yīng)速率影響的大小。

反應(yīng)級(jí)數(shù)可以是正數(shù)、負(fù)數(shù)、整數(shù)、分?jǐn)?shù)或零，有的反應(yīng)無法用簡單的數(shù)字來表示級(jí)數(shù)。反應(yīng)級(jí)數(shù)是由實(shí)驗(yàn)測定的。例如：速度常數(shù)的單位隨反應(yīng)的級(jí)數(shù)不同而不同：反應(yīng)級(jí)數(shù)01

2

3k的單位mol·L-1·s-1

s-1L·mol-1·s-1(L·mol-1)2·s-1k=——=

————

rmol·l-1·s-1CmA·Cnb

(mol·l-1)m+n

在基元反應(yīng)中，實(shí)際參加反應(yīng)的分子數(shù)目稱為反應(yīng)分子數(shù)。反應(yīng)分子數(shù)可區(qū)分為單分子反應(yīng)、雙分子反應(yīng)和三分子反應(yīng)，四分子反應(yīng)目前尚未發(fā)現(xiàn)。反應(yīng)分子數(shù)只可能是簡單的正整數(shù)1，2或3。單分子反應(yīng)雙分子反應(yīng)三分子反應(yīng)(4)反應(yīng)分子數(shù)基元反應(yīng)反應(yīng)分子數(shù)注意：①

簡單反應(yīng)的級(jí)數(shù)與反應(yīng)的分子數(shù)是相等的。②

在更多情況下，反應(yīng)的級(jí)數(shù)與反應(yīng)的分子數(shù)不一致。反應(yīng)級(jí)數(shù)的取值可以是零、正負(fù)整數(shù)、分子。從來沒有零分子反應(yīng)，反應(yīng)的取值分子數(shù)恒為正整數(shù)，常為一、二、三分子反應(yīng)為數(shù)不多，四分子或更多分子碰撞而發(fā)生的反應(yīng)尚未發(fā)現(xiàn)。因?yàn)?，多個(gè)微粒要在同一時(shí)間到達(dá)同一位置，并各自具備適當(dāng)?shù)娜∠蚝妥銐虻哪芰渴窍喈?dāng)困難的。③反應(yīng)級(jí)數(shù)是對宏觀化學(xué)反應(yīng)而言的；反應(yīng)分子數(shù)是對微觀上的基元步驟而言的。如反應(yīng):H2(g)+I2(g)

2HI(g)

r=k[H2][I2]I22I(快反應(yīng))2I+H22HI(慢反應(yīng))

反應(yīng)級(jí)數(shù)為2。而該反應(yīng)是由兩個(gè)基元反應(yīng)組成的，即:后一基元反應(yīng)是一個(gè)三分子反應(yīng)。④非基元反應(yīng)不能談反應(yīng)分子數(shù)，不能認(rèn)為反應(yīng)方程式中反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)之和就是反應(yīng)的分子數(shù)。(5)速率常數(shù)k的單位與反應(yīng)級(jí)數(shù)的關(guān)系

反應(yīng)級(jí)數(shù)速率方程k的單位

1r=

k(A)

s-1

2r=

k(A)2

dm3

mol-1s－１

N

r=

k(A)N

(dm3mol-1)N-1

s-１

0r=

k

moldm-3s-1

因此，由k的單位，可判斷出反應(yīng)的級(jí)數(shù).反應(yīng)物分子需經(jīng)幾步反應(yīng)才能轉(zhuǎn)化為生成物的反應(yīng)。

例如：H2+I22HI分二步進(jìn)行

（1）I22I(快反應(yīng))

（2）2I+H22HI(慢反應(yīng))

速率方程r=k

對于非基元反應(yīng)，其反應(yīng)的速率方程只有通過實(shí)驗(yàn)來確定。(6)非基元反應(yīng)(7)速率決定步驟在連續(xù)反應(yīng)中，如果有某步很慢，該步的速率基本上等于整個(gè)反應(yīng)的速率，則該慢步驟稱為速率決定步驟，簡稱速?zèng)Q步或速控步。利用速?zèng)Q步近似，可以使復(fù)雜反應(yīng)的動(dòng)力學(xué)方程推導(dǎo)步驟簡化.(8)反應(yīng)機(jī)理反應(yīng)機(jī)理又稱為反應(yīng)歷程。反應(yīng)機(jī)理是一個(gè)計(jì)量反應(yīng)在微觀上通過那些連續(xù)或同時(shí)發(fā)生的所有基元反應(yīng)稱來完成的過程。在有些情況下，反應(yīng)機(jī)理還要給出所經(jīng)歷的每一步的立體化學(xué)結(jié)構(gòu)圖。同一反應(yīng)在不同的條件下，可有不同的反應(yīng)機(jī)理。了解反應(yīng)機(jī)理可以掌握反應(yīng)的內(nèi)在規(guī)律，從而更好的駕馭反應(yīng)。6.速率方程的確定(1):由實(shí)驗(yàn)確定

例題：在800°C下測定了如下反應(yīng)反應(yīng)物初始濃度及反應(yīng)的初速率,列于下表,試確定反應(yīng)2NO+2H2=2H2O+N2的速率方程及其速率常數(shù).實(shí)驗(yàn)標(biāo)號(hào)初始濃度/mol?L-1生成N2的r0mol?L-3?S-1C(NO)C(H2)16.0×10-31.0×10-3

3.19×10-326.0×10-32.0×10-36.36×10-336.0×10-33.0×10-39.56×10-341.0×10-36.0×10-30.48×10-352.0×10-36.0×10-31.92×10-363.0×10-36.0×10-34.30×10-3解:在C(NO)

一定時(shí),C(H2)增大2、3倍時(shí)，生成N2的r0也增大1、2、3倍，即r0∝C(H2);在C(H2)保持一定時(shí),C(NO)

增大1、2、3倍時(shí),生成N2的r0也增大4、9倍，r0∝C(2NO)

。故r0∝C(H2)C(2NO)

r0=kC(H2)C(2NO)

該反應(yīng)對于NO是2級(jí)反應(yīng)、對于H2是1級(jí)反應(yīng)，總反應(yīng)是3級(jí)反應(yīng)。將實(shí)驗(yàn)1的數(shù)據(jù)代入上式，則

k=8.86×

10-2(L2?mol-2?S-1)(2)由機(jī)理推導(dǎo)例如：H2O2+H++2Br-=Br2+2H2O

r=

kC(H2O2)C(H+)C(Br-)(三級(jí)反應(yīng))其歷程為：

(1)H++H2O2=H3O2+

r1=k1C(H2O2)C(H+)(雙分子反應(yīng))

(2)H3O2+=H++H2O2

r2=k2C(H3O2+

)(單分子反應(yīng))

(3)H3O2++Br-=HOBr

+H2O

r3=k3C(H3O2+

)C(Br-)(雙分子反應(yīng))

(4)Br-+

H++

HOBr

=Br2+H2O

r4=k4C(HOBr)C(H+)C(Br-)(三分子反應(yīng))反應(yīng)速率方程推導(dǎo):

基元反應(yīng)(1)、(2)互逆且可以達(dá)到平衡,則r1=r2

即k1C(H2O2)C(H+)=k2C(H3O2+

)故C(H3O2+

)=k1C(H2O2)C(H+)/k2

基元反應(yīng)(3)是控速步驟則r=r3=k3C(H3O2+

)C(Br-)

r=

k3k1C(H2O2)C(H+)

C(Br-)/k2,令k=k3k1

/k2則r=kC(H2O2)C(H+)C(Br-)

控速步驟后的基元反應(yīng)(4)毫無貢獻(xiàn)(普遍規(guī)律)Question1、為什么說上述反應(yīng)不可能是基元反應(yīng)？解答：如果它是基元反應(yīng)，則它就是5分子反應(yīng)，但是大于3分子的反應(yīng)至今尚未發(fā)現(xiàn)。所以它決不會(huì)是基元反應(yīng)。它是復(fù)雜反應(yīng)無疑。2、實(shí)驗(yàn)證明上述反應(yīng)的速率方程是：

r=

k·C(H2O2)·C(H+)·C

(Br-)

因此它是3分子反應(yīng)，反應(yīng)級(jí)數(shù)是3。這種說法對嗎？思考與聯(lián)系：對于反應(yīng)H2O2+2H++2Br-＝Br2+2H2O解答：錯(cuò)，反應(yīng)分子數(shù)對復(fù)雜反應(yīng)來說沒有意義。但復(fù)雜反應(yīng)的級(jí)數(shù)是由速度方程決定的，所以該反應(yīng)的級(jí)數(shù)是3。

§7-3-2溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響溫度對反應(yīng)速率有復(fù)雜的影響，多數(shù)化學(xué)反應(yīng)隨溫度升高，反應(yīng)速率增大。一般來說，溫度每升高10K，反應(yīng)速率大約增加2-3倍。（1）碰撞理論解釋:溫度升高，活化分子的百分?jǐn)?shù)增加，有效碰撞的百分?jǐn)?shù)升高，速率增大。

（2）過渡狀態(tài)理論解釋：不論反應(yīng)吸熱還是放熱，在反應(yīng)過程中反應(yīng)物必須爬過一個(gè)能壘反應(yīng)才能進(jìn)行。1Arrhenius(阿侖尼烏斯)公式

A：反應(yīng)的頻率因子，對確定的化學(xué)反應(yīng)是一常數(shù)，A與k同一量綱；Ea：反應(yīng)活化能；R：8.314J·mol-1·K-1;T：熱力學(xué)溫度Arrhenius公式既適用于基元反應(yīng),也適用于非基元反應(yīng)。

rTrTrTrTrT(1)(2)(3)(4)(5)通常有五種類型：2溫度T對k的影晌(1)反應(yīng)速率隨溫度的升高而漸加快,它們之間呈指數(shù)關(guān)系,這類反應(yīng)最為常見.(2)開始時(shí)溫度影響不大,到達(dá)一定極限時(shí),反應(yīng)以爆炸的形式極快的進(jìn)行(3)在T不太高時(shí),速率隨T的升高而加快,T到達(dá)一定值，速率反而下降。如多相催化反應(yīng)和酶催化反應(yīng).(5)T升高,速率而下降。這種類型很少,如一氧化氮氧化成二氧化氮。(4)速率在隨T升到某一高度時(shí)下降,再升高溫度,速率又迅速增加,可能發(fā)生了副反應(yīng).Ｔ稍有變化，k

有較大變化，尤其Ｅa較大時(shí)其變化更明顯。

（１）升高溫度更有利于Ｅa較大的反應(yīng)進(jìn)行；

（２）一個(gè)反應(yīng)在低溫時(shí)速率隨溫度變化比在高溫時(shí)顯著得多。

如由實(shí)驗(yàn)測得某一反應(yīng)在一系列不同溫度時(shí)的k值，以lgk對1/T作圖，可得一斜率為－Ｅa/(2.303R)的直線，在縱坐標(biāo)的截距為lgA，利用直線的斜率，可求反應(yīng)的Ｅa。在Ｔ1、T2時(shí)，

①

②

②－①得：