反應速率的觀念

一題如此簡單的題目，為甚麼弄至如此複雜？

當加熱使溫度上升，對反應熱（ΔH）和活化能（Ea）的影響相似，就是影響小至可忽略不計。換句話說，當加熱使溫度上升時，反應熱和活化能均可當作常數。因此，題目所說的加熱影響反應熱，其影響可以忽略不計，否則便是錯誤。

在計算溫度對平衡常數 K 的影響，所用公式：
ln(K1/K2) = -(ΔH/R) [(1/T1) - (1/T2)]

在計算溫度對速率常數 k 的影響，所用公式：
ln(k1/k2) = -(Ea/R) [(1/T1) - (1/T2)]

在以上兩公式中，雖然溫度改變，ΔH 和 Ea 均當作常數計算。

其時溫度改變會影響活化能
只是高中課本都是寫不會
而考試時也要寫不會
因為題目是依照課本而出題的

一般而言，温度越高反應進行越快，温度越低反應進行越慢。 1889 年 Arrhenius 提出反應速率 K=A*exp(-Ea/(R*T)) or lnK=lnA-(Ea/(R*T))式中 C 、 A 是積分常数， R 是氣體常数， Ea 叫作活化能 。Arrhenius 認為反应物的分子 X 必须经过一个中间活化状态（R*）才能转变成產物Y. 　　　X → R* → Y 如下圖 活化能(Ea)是活化分子R*的平均能量(E*)與反應物分子X平均能量(E)之差。即 Ea(->)XY ＝ E* － E 從Arrhenius Eq.看來 K=A*exp(-Ea/(R*T)) or lnK=lnA-(Ea/(R*T)) => (lnK-lnA)=(-Ea/R)*(1/T)會有下圖的關係。線I與線II為不同活化能反應。所以energy與reactionpath圖"看不出"溫度影響的變化(一般而言是這樣，除非意料外的中間相產生，才會改變反應路徑)。至於溫度對分子能量分佈數量如下圖，即分子平均能量有變化，跨越過Ea的分子數量增加。應該將分子能量與分子數量圖與反應路徑圖合併看會懂。http://www.hudong.com/wiki/%E6%B4%BB%E5%8C%96%E8%83%BD


2011-03-13 23:11:33 補充：
圖一
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/24/Activation_energy.svg/750px-Activation_energy.svg.png

圖二
http://jpkc.ccnu.edu.cn/sj/2007/wjhx/netclass/classcontent/content/chapter5/image/5.3/

圖三
http://t3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcTaGvOAWY2er-SvwForxQYRmugrD1cWzy9GZ1pjYLxQOL26hdv1

2011-03-14 12:59:41 補充：
波茲曼曲線圖的是由個別分子能量與分子數量間的關係,溫度昇高,能量分佈的的高點偏右移,表示整體的分子溫度昇高, 溫度高表示分子碰撞頻率增加, 碰撞頻率隱含在Arrhenius 的K=A*exp(-Ea/(R*T)) A項之中,所以在反應路徑圖上是看不出來的.

這是個蠻深入的問題喔~ 大學普化會詳教

其實夜沒祥教= =

不過這好像還沒有特定的解釋

這理論到目前為止似乎還有些爭論~(印象中聽到是這樣= =

不過我忘的差不多了... 你聽聽就好

活化能Ea的定義：分子間反應所需的最低動能
而(莫耳)反應熱ΔHm的定義則是產物和反應物的(莫耳)焓(熱含量)變化
(底線表示下標，打不出來= =)
嚴格來說高中觀念的"反應熱是正逆反應活化能的差"是不正確的，導致這種迷思

化學上定義所謂比熱C(heat capacity)，是指焓對溫度的偏微分
可以想成焓對溫度的變化量
通常定壓下我們假設比熱變化可忽略，寫成Cp
不同物質有不同的比熱，所以(假設定壓下)改變溫度時不同物質的焓變化量ΔH不同，因此反應熱不同
而活化能只是動能，也可以說成是分子的移動速率，因此就算改變溫度也不影響

以上有錯請指正~

2011-03-13 21:39:56 補充：
>>通常定壓下我們假設比熱變化可忽略

應該說，只要溫度變化不大，比熱變化是很小的
實際上由實驗得到下列近似值：
Cp,m(定壓下每莫耳物質的比熱)=a+bT+c/T^2，其中a,b,c為實驗所得常數
對於銅而言，
a=22.64 J*K^-1*mol^-1
b=6.28*10^-3 J*K^-2*mol^-1
c=0
b很小，所以bT項受溫度影響不大

2011-03-13 22:43:59 補充：
>>活化能只是動能，也可以說成是分子的移動速率，因此就算改變溫度也不影響

前提是該反應遵守阿瑞尼士方程式(應該是這樣說吧?)