化學反應速率活化能怎麼表示反應快慢

① 化學反應的速率常數k直接體現化學反應進行的難易程度

摘要 化學反應速率

② 化學反應速率、反應級數和活化能的測定

化學反應速率是指表示化學反應進行的快慢。通常以單位時間內反應物或生成物濃度的變化值（減少值或增加值）來表示，反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行，也與溶劑的性質和用量有關。其中壓力關系較小(氣體反應除外），催化劑影響較大。可通過控制反應條件來控制反應速率以達到某些目的
平均反應速率，其大小也與指定時間以及時間間隔有關。隨著反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間內反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間反應濃度減小得較快，反應產物濃度增加也較快，也就是反應較快；在反應後期，反應物的濃度變小，單位時間內反應物減小得較慢，反應產物濃度增加也較慢，也就是反應速率較慢。
在實際工作中，通常測量反應的瞬時反應速率，是c(t)-t曲線某時刻t時該曲線的斜率即為該反應在時刻t時的反應速率。對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應：v（正）≠v（逆）
還可以用：v(A) / m=v(B) /n=v(C) /p=v(D) /q
不同物質表示的同一化學反應的速率之比等於化學計量數之比。本式用於確定化學計量數，比較反應的快慢，非常實用。
同一化學反應的速率，用不同物質濃度的變化來表示，數值不同，故在表示化學反應速率時必須指明物質。
影響因素
影響化學反應速率的因素分為內外因：
1、內因：反應物本身的性質。
2、外界因素：溫度，濃度，壓強，催化劑，光，激光，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態。另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。

③ 活化能與反應速率之間的關系 活化能越大,反應速率越快嗎

活化能和反應速率沒有必然聯系,是兩個概念.活化能是一個化學反應要發生所需要的能量,反應速率是化學反應的快慢

④ 活化能是一種什麼概念，它對化學反應速率有何影響，它取決於哪些因素

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。 （阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推導出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能）活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。
化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行（或使一些原本很快的生化反應較慢進行）。影響反應速率的因素分外因與內因：內因主要是參加反應物質的性質；在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。
阿侖尼烏斯（S．A．Arrhenius）發現化學反應的速度常數k和絕對溫度T之間有d（lnk）/dt=E/RT2的關系。這里的E就是活化能。假若把上式積分得到lnk=lnA-（E/RT），從這個公式可知，在各種溫度下求得k值，把lnk對1/T作圖（這圖稱為阿侖尼烏斯圖）就得到直線，由於直線的斜率是-E/R，因而可求得E值。
活化能的物理意義一般認為是這樣：從原反應體繫到產物的中間階段存在一個過渡狀態，這個過渡狀態和原系統的能量差就是活化能E，而且熱能RT如不大於E，反應就不能進行。也就是原系統和生成物系統之間存在著能壘，其高度相當於活化能。其後埃林（H．Eyring）從過渡狀態（也叫做活性絡合物）和原系統之間存在著近似的平衡出發，對速度常數k導出了如下的關系：k=k（KT/h）exp（－ΔG*/RT）=k（KT/h）exp（ΔS*/R）exp（-ΔH*/RT）k為通透系數，K是波爾茲曼常數，h是普朗克常數，ΔG*、ΔS*、ΔH*分別為活化自由能、活化熵和活化焓。而且活化自由能與活化焓大致相等。酶促反應主要就是由於降低了活化自由能。

⑤ 在做化學反應速率與活化能測定實驗中，為什麼可以由反應溶液出現藍色的時間長短來計算反應速率

當S2O3反應完時，生成的I3不會被反應掉，可以與澱粉反應出現深藍色。所以出現藍色的時間即為S2O3恰好反應完的時間，已知其起始濃度和時間，故可求速率。

測反應速率一般都要測出時間和反應物濃度之間的關系，進行回歸擬合，如果只是測出反應停止需要多久無法給出速率常數，除非是零級反應。

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平均反應速率，其大小也與指定時間以及時間間隔有關。隨著反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間內反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間反應濃度減小得較快，反應產物濃度增加也較快，也就是反應較快；在反應後期，反應物的濃度變小，單位時間內反應物減小得較慢，反應產物濃度增加也較慢，也就是反應速率較慢。

⑥ 活化能,活化分子與反應速率有什麼關系

活化能 活化能(activation energy) 活化能的定義 活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。 活化能的大小與反應速率相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行。 化學反應的活化能 實驗證明，只有發生碰撞的分子的能量等於或超過某一定的能量Ec(可稱為臨界能)時，才可能發生有效碰撞。具有能量大於或等於Ec的分子稱為活化分子。 在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作圖，如圖1所示。從圖1可以看出，原則上來說，反應物分子的能量可以從0到∞，但是具有很低能量和很高能量的分子都很少，具有平均能量Ea的分子數相當多。這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關系圖，叫做一定溫度下分子能量分布曲線圖。 圖1中，Ea表示分子的平均能量，Ec是活化分子具有的最低能量，能量等於或高於Ec的分子可能產生有效碰撞。活化分子具有的最低能量Ec與分子的平均能量Ea之差叫活化能。 不同的反應具有不同的活化能。反應的活化能越低，則在指定溫度下活化分子數越多，反應就越快。 不同溫度下分子能量分布是不同的。圖2是不同溫度下分子的能量分布示意圖。當溫度升高時，氣體分子的運動速率增大，不僅使氣體分子在單位時間內碰撞的次數增加，更重要的是由於氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。圖2中曲線t1表示在t1溫度下的分子能量分布，曲線t2表示在t2溫度下的分子能量分布(t2＞t1)。溫度為t1時活化分子的多少可由面積A1反映出來；溫度為t2時，活化分子的多少可由面積A1+A2反映出來。從圖中可以看到，升高溫度，可以使活化分子百分數增大，從而使反應速率增大。 阿倫尼烏斯公式 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，而溫度主要靠影響Ea而改變反應速率。在多數情況下，其定量規律可由阿倫尼烏斯公式來描述： κ＝Ae-Ea/RT（1）式中κ為反應的速率系（常）數；Ea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參數；R為摩爾氣體常數；T為熱力學溫度。對於更為復雜的描述κ與T的關系式中，活化能Ea定義為： Ea＝RT2（dlnκ／dT）（2） 在元反應中，並不是反應物分子的每一次碰撞都能發生反應。S.A.阿倫尼烏斯認為，只有「活化分子」之間的碰撞才能發生反應，而活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。近代反應速率理論進一步指出，兩個分子發生反應時必須經過一個過渡態——活化絡合物，過渡態具有比反應物分子和產物分子都要高的勢能，互撞的反應物分子必須具有較高的能量足以克服反應勢能壘，才能形成過渡態而發生反應，此即活化能的本質。 式（1）可寫成：lnκ＝lnA－Ea／RT（3）根據式（3），由實驗測出不同溫度下的κ值，若將lnκ對1／T作圖，即可由所得直線的斜率求出Ea值。也可將由實驗歸納出的κ與T的經驗關系式直接代入式（2）求得Ea值。 對於復合反應，由上述實驗方法求出的Ea值只是表觀值，沒有實際的物理意義。 阿侖尼烏斯（S．A．Arrhenius）發現化學反應的速度常數k和絕對溫度T之間有d（lnk）/dt=Ea/RT2的關系。這里的Ea就是活化能。假若把上式積分得到lnk=lnA-（Ea/RT），從這個公式可知，在各種溫度下求得k值，把lnk對1／T作圖（這圖稱為阿侖尼烏斯圖）就得到直線，由於直線的斜率是-Ea/R，因而可求得Ea值。活化能的物理意義一般認為是這樣：從原反應體繫到產物的中間階段存在一個過渡狀態，這個過渡狀態和原系統的能量差就是活化能Ea，而且熱能RT如不大於Ea，反應就不能進行。也就是原系統和生成物系統之間存在著能壘，其高度相當於活化能。其後埃林（H．Eyring）從過渡狀態（也叫做活性絡合物）和原系統之間存在著近似的平衡出發，對速度常數k導出了如下的關系：k=k（KT/h）exp（－ΔG*/RT）=k（KT/h）exp（ΔS*/R）exp（-ΔH*/RT）k為通透系數，K是波爾茲曼常數，h是普朗克常數，ΔG*、ΔS*、ΔH*分別為活化自由能、活化熵和活化焓。而且活化自由能與活化焓大致相等。酶促反應主要就是由於降低了活化自由能，從而加快反應速率。
採納哦

⑦ 活化能與反應速率之間的關系

活化能的大小與反應速率相關,活化能越低,反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行，酶通過降低活化能（實際上是通過改變反應途徑的方式降低活化能）來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行。

活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量，以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。

⑧ 請問化學反應速率與活化能的大小的關系是什麼對於一個多步基元反應而言，如果某一步基元反應（可逆反應

摘要 活化能、活化分子與反應速率的關系：活化能是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值，活化能是化學反應中由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。活化分子濃度越大則反應速率越快。

⑨ 活化能，活化分子與反應速率有什麼關系

活化能、活化分子與反應速率的關系：活化能是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值，活化能是化學反應中由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。活化分子濃度越大則反應速率越快。

活化分子數目的多少決定了有效碰撞發生的次數。在分子數確定時，活化分子百分數增大，有效碰撞的次數增多，反應速率加快。活化分子之間之所以能夠發生有效碰撞，破壞分子內部原子之間的「結合力」 ，從而導致反應物分子破壞，重新組合成生成物分子，發生化學反應。

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反應速率的影響因素：

1、有效碰撞

反應物分子之間的碰撞只有少數碰撞能導致化學反應的發生，多數碰撞並不能導致反應的發生，是無效碰撞。碰撞的頻率越高，則化學反應速率就越大。

2、內部因素

不同的化學反應具有不同的反應速率，影響反應速率的主要因素是內因，即參加反應的物質本身的性質。內因是參加反應的物質的性質和反應的歷程，是決定化學反應速率的主要因素。

3、外部因素

當物質確定時 （即內因固定），在同一反應中，影響反應速率的因素是外因，即外界條件，主要有溫度、濃度、壓強、催化劑等。