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阿伦尼乌斯公式（Arrhenius equation）是一个重要的科学公式，它在不同的领域有不同的应用和含义。以下是关于阿伦尼乌斯公式的详细介绍：在化学领域，阿伦尼乌斯公式是用来描述化学反应速率常数（k）与温度（T）之间关系的经验公式。该公式由瑞典化学家Svante Arrhenius在1889年提出，形式如下：

其中：K₂ 是速率常数，决定了反应的快慢；K₀ 是指前因子，也称为频率因子，与反应物分子的碰撞频率有关；E₀ 是表观活化能，即反应物分子转变为活化分子所需的最低能量；R 是摩尔气体常量，数值为8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹；T 是热力学温度，单位为开尔文（K）；e 是自然对数的底。 这个公式表明，反应速率常数与温度呈指数关系。温度的升高会导致更多的反应物分子达到或超过活化能，从而加快反应速率。阿伦尼乌斯公式在化学动力学研究中有着广泛的应用，可以帮助科学家理解和预测不同温度下化学反应的速率。

阿伦尼乌斯公式在化学和数学领域有着不同的应用和含义。在化学中，它用于描述温度对化学反应速率的影响；而在数学中，它有时被用来指代计算等比数列的和的公式。这两个领域的应用虽然都涉及到了指数关系，但它们的研究对象和科学背景是完全不同的。

阿伦尼乌斯公式 Arrhenius equation 由瑞典的阿伦尼乌斯所创立。化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。该公式的上一篇文章已经说过，可用以下公式表示：

k=AEXP(－Ea/RT)

式中，k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子(也称频率因子)。也常用其另外一种形式：lnk=lnA^—Ea／RT。据此式作实验数据的lnk～1／T图为一直线，由斜率可得表观活化能Ea，由截距可得指前因子A。

阿伦尼乌斯公式的推导：它是由路易斯的有效碰撞理论作为前提的。有效碰撞理论：早在1918年，路易斯运用气体运动论的成果，提出了反应速度的碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是反应进行的先决条件。反应物分子碰撞的频率的越高，反应速率越大。 

下面以碘化氢气体的分解为例，对碰撞理论进行讨论。2HI(g)=H₂(g)＋I₂(g) 通过理论计算，浓度为1×10^-3mol·L^-3的HI气体，在973K时分子碰撞次数约为3.5×10²⁸L^-3·s^-1。如果每次碰撞都发生反应，反应速率应约为5.8×10⁴mol·L^-3·s^-1.但实验测得，在这种条件下实际反应速率约为1.2×10^-8mol·L^-3·s^-1.这个数据告诉我们，在为数众多的碰撞中，大多数的碰撞并不能引起反应，只有极少数碰撞是有效的。碰撞理论认为，碰撞中能发生一组分子（下面简称分子组）首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应。我们把具有足够能量的分子组成为活化分子组。

活化分子组在全部分子占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占总数的比例，都是符合麦克斯韦—玻尔兹曼分布的， 故有：f=e^[-Ea/(RT)] 式中F成为能量因子，其意义是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的分数；e为自然对数的底；R为气体常数；T为绝对温度；Ea等于能发生有效碰撞的活化分子组所具有的最低能量的N_A倍（N_A是阿弗加德罗常数）。能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。只有当活化分子组中的各个分支采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。下面一反应说明这个问题。NO₂＋CO=NO＋CO₂只有当CO分子中的碳原子与NO₂中的氧原子相碰时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰的这种取向，则不会发生氧原子的转移。因此，真的有效碰撞次数，应该在总碰撞次数上再乘。