阿伦尼乌斯方程中的a是多少

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。公式写作 k=Aexp（指数式）。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 （对数式）。

公式写作 k=Ae-Ea/RT（指数式）。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）。阿伦尼乌斯公式应用后的验证：1）一致性：使用阿伦尼乌斯公式的首要前提是不同温度下发生的反应是一致的，因此在弹箭贮存寿命定量评估中应用该公式，必须保证样品在实验室加速老化试验中发生的反应与自然环境试验是一致的。显然，开展自然环境试验，明确样品的反应类型和反应机理，对实验室加速老化试验与自然环境试验的一致性进行验证后，才能采用阿伦尼乌斯公式对其贮存寿命进行定量评估。2）有效性：弹箭实际贮存过程中，各种材料工艺、元器件、零部件、分系统等的腐蚀老化是非常复杂的过程，通常是多种化学反应和物理反应综合作用的结果。采用阿伦尼乌斯公式描述温度对这种复杂过程反应速率的影响，必须保证某一化学反应是决定试验样品腐蚀老化的关键因素。如果几个反应共同决定试验样品的腐蚀老化速率，则阿伦尼乌斯公式是无效的。

由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。公式写作 k=Ae（u207bu1d31u1d43/u1d3fu1d40）（指数式）。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）。该定律除对所有的基元反应适用外，对于一大批（不是全部）复杂反应也适用。扩展资料化学反应的类型是比较多的，温度对反应速率的影响也是相当复杂的，并非所有的化学反应都符合Arrhenius经验公式。但对于最常见的简单反应来说，化学反应速率通常随温度的升高而加快，而且成指数关系，可以用Arrhenius公式来定量描述。本公式虽然最初是从气相反应中总结出来的，但同样适用于液相反应和复相催化反应。另外，本公式不仅适用于基元反应，而且对于复杂反应中的任一基元反应也是适用的。同时，对于某些复杂反应来说，只要其速率公式满足或的形式，仍可以运用本公式来描述k与T的关系，只不过此时公式中指数前因子和活化能已不再具有简单反应那样明确的意义，而可能是组成该复杂反应的各个简单反应的指前因子或活化能的某种组合。参考资料来源：百度百科-阿累尼乌斯方程参考资料来源：百度百科-阿伦尼乌斯公式

阿伦尼乌斯方程可以表示为以下形式：lnk=lnk0-Ea/RTEa 表示活化能。阿伦尼乌斯方程为：式中：k — 反应速率常数，min-1k0 — 频率因子常数，min-1Ea — 反应活化能，J/molR —摩尔气体常数，8.314J/(mol×K)T — 绝对温度，K

朋友，你好。.阿伦尼乌斯方程[阿伦尼乌斯方程是定量表示k与T的关系式。1微分式 式中Ea称为阿伦尼乌斯活化能，其单位为J.mol-1。 2定积分式若视Ea与温度无关，令温度T1时的速率常数为k1，T2时的速率常数为k2。把微分式进行定积分和不定积分，分别有3不定积分式： (1)指数式： A称为指前因子，单位与k相同，阿伦尼乌斯认为A和Ea都是与温度无关的常数。（1）对数式： 阿伦尼乌斯方程的对数式描述了速率系数的对数与1/T 之间的线性关系。可以根据不同温度下测定的k 值，以 lnk 对1/T 作图为一直线，通过直线的斜率可求活化能Ea，通过直线截距可求A。在温度范围不太宽时，阿伦尼乌斯方程适用于基元反应和许多总包反应，也常应用于一些非均相反应。反应速率系数k与温度的关系，有如图10.4-1所示的五种情况： （ (1) (2) (3) (4) (5) 图10.4-1温度对反应速率的影响的五种情况图(1)说明反应速率随温度的升高而逐渐加快，它们之间呈指数关系，这类反应最为常见。图(2)说明开始时反应速率受温度影响不大，到达一定极限时，反应以爆炸的形式极快的进行。图（3）说明在温度不太高时，速率随温度的升高而加快，到达一定的温度，速率反而下降。如多相催化反应和酶催化反应。图（4）说明速率在随温度升到某一高度时下降，再升高温度，速率又迅速增加，可能发生了副反应。图（5）说明温度升高，速率反而下降。这种类型很少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。10.4.2活化能Ea[10](1)定义上式表明lnk随T的变化率与Ea成正比，即活化能越高，则反应速率随温度的升高增加得越快，反应速率对温度越敏感。若同时存在几个反应，则高温对活化能高的反映有利，低温对活化能低的反应有利。⑵基元反应活化能的意义阿伦尼乌斯设想：化学家阿伦尼乌斯反应物分子分为：活化分子——相互碰撞可发生化学反应；非活化分子——相互碰撞不能发生化学反应。由非活化分子转变为活化分子所需要的能量就是活化能。一定温度下，活化能越大，活化分子所占的比例和反应速率常数就越小；温度越高，活化分子所占的比例和反应速率常数就越大。两个HI分子的趋近需克服H与H之间的斥力，H与I之间的引力。同样，它的逆反应也需克服逆反应的活化能。对基元反应2HI03 H2+2I.,若反应是可逆的，则正、逆元反应的活化能及反应可表示为图10.4-2。Ea,1Ea,-1Q2HII--H--H--IH2+2I. 图10.4-2 正、逆元反应的活化能及反应Ea,1、Ea,-1为正逆反应的活化能，Q= Ea,1-Ea,-1 为反应的摩尔恒容热。10.4.3活化能与反应热的关系假设有一正逆都可进行的反应υ1=υ－1时，反应达动态平衡，即得平衡常数：温度不变时Kc为常数根据KC = k1 / k－1 和Arrhenius 公式 ：又有化学反应的范特霍夫方程：化学家范特霍夫所以：

k=Aexp（-Ea/RT）A为指前因子(也称频率因子)。是一个常数性质：阿伦尼乌斯公式k=A·e-Ea/RT中，k、R、T、Ea分别是化学反应速率常数、摩尔气体常数、反应温度及活化能，式中的A称为指前因子。它是一个只由反应本性决定而与反应温度及系统中物质浓度无关的常数，与k具有相同的量纲。A是反应的重要动力学参量之一。 阿伦尼乌斯公式 非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1） 式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。祝学习进步

阿伦尼乌斯公式是做什么的呢？这个公式反映了速率常数和温度的关系，因为我们一般都明白温度升高，化学反应速率要加快，但是到底加快了多少呢？这个定量关系是怎样的呢？阿伦尼乌斯回答了这个问题。也就是说，给我一个我温度，我就能计算出反应的速率常数。（当然，反应速率不只跟速率常数有关，还和浓度，压力之类的有关）。要明确的是，这个公式里未知的量是速率常数k和温度，（其他量都是已知的） 有这个公式可以看出，lnk和1/T是成正比的。而且这个直线的斜率是负的。且Ea也就是活化能越大，倾斜的越厉害，也就是直线越陡。k随T变化的更厉害。这也就意味着对于活化能不一样的两个反应，升高同样的温度，速率常数的变化幅度是不一样的，活化能大的变化更大一些。也可以说，活化能高的反应对温度更加敏感。如果同时存在多个活化能值不同的反应，则高温对活化能高的反应有利，低温对活化能低的反应有利。 同时呢，阿伦尼乌斯方程还给我们指明了活化能的测定方法，活化能该怎么测呢？用如上公式，测出一组k和温度的值，就可以作图求出活化能的数值了，而活化能是很有意义的。那么速率常数的值又如何测定呢？（ydkc） 总结以上内容，阿伦尼乌斯最大的贡献就是定量化的描述了温度对反应速率常数的影响。那么有没有人研究过压力对反应速率的定量影响呢？（这个问题值得思考） 阿伦尼乌斯方程经过数学转化，还有如下两种形式。这两种形式有什么用呢？这个比如说你知道了一个温度下的反应速率常数，就可以计算出另一个温度下的反应速率常数了。 微分形式：

速率，表示式。1、艾林方程相互碰撞的反应物分子一旦获得过渡态的构型就发生反应生成产物。阿伦尼乌斯方程是描述化学反应速率与温度之间关系的方程,它是热力学和动力学的基础之一。2、艾林方程，双分子反应的艾林方程热力学表示式。艾林方程亦可用于单分子或三分子反应，以及溶液反应，但形式与此式稍有差别。“阿伦尼乌斯方程的表达式为k=Ae^(-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为温度。

因子。阿伦尼乌斯公式是k=Ae（－Ea/RT），其中A为指前因子(也称频率因子)。（－Ea/RT）是e的指数，而不是相乘的关系。

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。公式写作k=Ae－Ea/RT。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

微分形式：定积分形式：阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差，此时常用下面的公式对阿伦尼乌斯方程进行修正：其中A、n、Ea均为常数，实验得到的n值通常在−1至1之间。如果n=0，就得到未修正的阿伦尼乌斯方程。也可以利用下面的广延指数式进行修正：其中β为无量纲量。

阿伦尼乌斯方程（或公式）是化学反应的速率常数与温度之间的关系式， 阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况， 适用于基元反应和非基元反应，甚至某些非均相反应。

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1×10mol·L的HI气体在973K时分子碰撞频率约为3.5×10L·s。如果每一次碰撞都发生反应，则反应速率应约为5.8×10mol·L·s。然而实验结果表明，在这种条件下的实际反应速率约为1.2×10mol·L·s.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称为活化分子组。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，阿伦尼乌斯(1903年诺贝尔化学奖得主)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NA倍(NA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。一下面反应说明这个问题。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以一个校正因子，即取向因子P。反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总数是Na(阿弗加德罗常数)的Z倍，则平均反应速率ν可表示为ν=ZPf=ZPe^(-Ea/RT)

他们都是描述温度对反应速率的影响，活化能的公式方程。且阿伦尼乌斯定律是在范特霍夫方程的基础上加以总结提出来的。相比较范特霍夫方程，阿伦尼乌斯方程更加精确一些。

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3.5×10^28L^-3·s^-1。如果每次碰撞都发生反应，反应速率应约为5.8×10^4mol·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.

阿雷尼乌斯公式是dlnk/dT=Ea/RT^2积分得到lnk=-Ea/RT+C或者定积分形式：lnk/k0=Ea(T-T0)/RTT0K=K0*exp(Ea/RT)是不准确的。换句话说是一个k对应一个T，所以K=K0*exp(Ea/RT)不准确。实际上我们处理实验数据一般使用Oringin……这个是专门处理化学问题的……

非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：　K=Aexp(-Ea/RT) （1）　式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。　（1）式还可以写成：　lnκ=lnA-Ea/RT （2）　lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。　例：由Ea计算反应速率系数k　当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。　2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)　已知：T1=298.15K, k1=0.469×10s　T2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3。　Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol　lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R　K3=6.12/1000S　对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）（3）活化能在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。　对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

从目前来看应该是的，所以说应该是他们是成正比的，所以说应该是有这样的，这个速度和温度是有相关系的

v=kc^n，k=Ae^(-Ea/RT)，所以v=A·c^n·e^(-Ea/RT)（其实是偏导，因为希腊字母不好打）dv/dc=A·e^(-Ea/RT)·nc^(n-1)dv/dT=A·c^n·e^(-Ea/RT)·Ea/(RT^2)则(dv/dc)/(dv/dT)=nRT^2/(cEa)对于一般的反应，该数值<1（请自行查找数据），即温度影响较大。注：基元反应通常有n≤2，只有很少的例外。

阿伦尼乌兹方程式阐述了反应活化能与反应速率k的关系，计算中正，逆反应的k值要分别代入方程计算。也就是说，k=Aexp(-Ea/RT)中，k是正反应或逆反应的反应速率常数k，而缉沪光疚叱狡癸挟含锚不是平衡常数K=k正/k逆，一般平衡常数用大写K，反应速率用小写k

在催化反应过程中，至少必须有一种反应物分子与催化剂发生了某种形式的化学作用。由于催化剂的介入，化学反应改变了进行途径，而新的反应途径需要的活化能较低，这就是催化得以提高化学反应速率的原因。例如，化学反应A+B─→AB,所需活化能为E，在催化剂C参与下，反应按以下两步进行：A+C─→AC，所需活化能为E1。AC+B─→AB+C，所需活化能为E2。E1、E2都小于E (见图)。催化剂C只是暂时介入了化学反应，反应结束后,催化剂C即行再生。按阿伦尼乌斯方程k=Ae-E/RT(式中k为温度T时的反应速度常数；A为指前因子，也称为阿伦尼乌斯常数，单位与k相同;R为气体常数，kJ/mol·K；T为热力学温度，K；E为活化能，kJ/mol),以反应速率常数k表示的反应速率主要决定于反应活化能E,若催化使反应活化能降低ΔE,则反应速率即提高e-ΔE/RT倍。催化反应一般能降低活化能约41.82 kJ/mol，若反应在300K下进行,则反应速率可增加约1.7×10倍。 催化剂与反应物分子怎样发生化学作用，这与催化剂和反应物分子本身的性质有关。实验证明：有机化合物的酸催化反应一般是通过正碳离子机理进行的；碱催化反应则是由OH、RO、RCOO等阴离子起催化作用，例如：CH3COOC2H5+OH→CH3COOH+C2H5OC2H5O+H2O→C2H5OH+OH过渡金属化合物催化剂在均相催化反应中的作用是络合催化作用；醇钠催化丁二烯聚合是通过自由基机理进行的，例如：C4H6+NaR─→R·+C4H6Na·C4H6Na·+nC4H6─→Na(C4H6)n+1 ①催化活性：催化剂参与了化学反应，降低了化学反应的活化能，大大加快了化学反应的速率。这说明催化剂具有催化活性。催化反应的速率是催化剂活性大小的衡量尺度。活性是评价催化剂好坏的最主要的指标。②选择性：一种催化剂只对某一类反应具有明显的加速作用，对其他反应则加速作用甚小，甚至没有加速作用。这一性能就是催化剂选择性。催化剂的选择性决定了催化作用的定向性。可通过选择不同的催化剂来控制或改变化学反应的方向。③寿命或稳定性：催化剂的稳定性以寿命表示。它包括热稳定性、机械稳定性和抗毒稳定性。助催化剂 　本身不具有催化活性，但加入后（加入量一般低于催化剂量的10%）可显著提高催化剂的活性、选择性和稳定性。一种工业催化剂往往要加入几种助催化剂，才能使催化剂的活性、选择性和寿命都达到预定要求。例如，合成氨用的双促进催化剂铁-三氧化二铝-氧化钾中的三氧化二铝和氧化钾就是助催化剂。抑制剂 　催化剂中含有的能降低催化剂活性的物质。在多数场合，它是在催化剂制备过程中由原料不可避免地带入的。在催化反应过程中，由反应物带入的抑制剂则称催化毒物。催化剂载体 　用来负载催化剂的固体物质。把催化剂成分分散负载在载体上制成的催化剂称负载型催化剂。常用的催化剂载体有活性碳、硅藻土、活性氧化铝、硅胶和分子筛。对载体的要求是机械强度高、热稳定性和化学稳定性好。载体虽不具有催化活性，但它可能与催化剂发生化学作用，载体也改变了催化剂的表面性能，因而选用合适的载体，也可以提高催化剂的活性、选择性和寿命。

活化能和键能的区别有：1、概念不一样：活化能是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。键能是从能量因素衡量化学键强弱的物理量。2、计算方式不一样：键能是表征化学键强度的物理量，可以用键断裂时所需的能量大小来衡量。活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。3、影响因素不一样：活化能的影响因素主要有浓度、压强、温度、催化剂等。键能的大小与许多因素有关，其中主要的因素是被键连接在一起的原子间电负性差异。参考资料：百度百科-活化能百度百科-键能

活化能和键能的区别有：1、概念不一样：活化能是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。键能是从能量因素衡量化学键强弱的物理量。2、计算方式不一样：键能是表征化学键强度的物理量，可以用键断裂时所需的能量大小来衡量。活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。3、影响因素不一样：活化能的影响因素主要有浓度、压强、温度、催化剂等。键能的大小与许多因素有关，其中主要的因素是被键连接在一起的原子间电负性差异。参考资料：百度百科-活化能百度百科-键能

请问您还是高中么？高中阶段是算不出来的。这题用一个很类似阿伦尼乌斯方程的方程来解首先查出液氨的蒸发焓暂且记作H吧（这个还真心难查）然后ln(p0/p1)=-H/R x (1/T0-1/T1) （R是一个常数，8.314kJ/mol·K）p0就是标准大气压，对应T0就是它的液化温度（要化成热力学温度，单位为K）p1就是提高一个气压以后的压强，从而解出T1的值，就是新的液化温度了我没查到H，但是用别的温度解出一个H来算误差挺大的，在2个大气压的时候他的液化温度是-19.2摄氏度，在高一个大气压大概在-9.7摄氏度左右误差略大~~我尽力了……~~希望您能满意吧

于 1928 年，乔治·伽莫夫正确地用量子隧穿效应解释了原子核的阿尔法衰变。在经典力学里，粒子会被牢牢地束缚于原子核内，主要是因为粒子需要超大的能量，才能逃出原子核的非常强的位势。所以，经典力学无法解释阿尔法衰变。在量子力学里，粒子不需要拥有比位势还强的能量，才能逃出原子核；粒子可以概率性的穿透过位势，因此逃出原子核位势的束缚。伽莫夫想出一个原子核的位势模型，借着这模型，导引出一个粒子的半衰期与能量的关系方程。同时期，Ronald Gurney 和 Edward Condon 也独立地研究出阿尔法衰变的量子隧穿效应。不久，两组科学队伍都开始研究粒子穿透入原子核的可能性。量子隧穿理论也被应用在其它领域，像电子的冷发射(cold emission)、半导体物理学、超导体物理学等等。快闪存储器的运作原理牵涉到量子隧穿理论。超大型集成电路(VLSI integrated circuit) 的一个严峻的问题就是电流泄漏。这会造成相当大的电力流失和过热效应。另外一个重要应用领域是扫描隧道显微镜。普通的显微镜无法观察到很多微小尺寸的物体；可是，扫描隧道显微镜能够清晰地观察到这些物体的细节。扫描隧道显微镜克服了普通显微镜的极限问题（像差限制，波长限制等等）。它可以用隧穿电子来扫描一个物体的表面。量子隧穿效应明显的化学反应传统的化学反应势能图。量子隧穿效应也可以存在于某些化学反应中。此类反应中，反应物分子的波函数从反应势垒穿过即可使反应发生，而在经典的化学反应中，反应物分子只有获得足够能量，越过活化能的能垒，反应才可以发生（见右图）对于有量子隧穿效应的化学反应，可通过向阿伦尼乌斯方程中加入一个修正因子Q，将反应速率k、温度T和反应的能垒E（类似于活化能Ea）联系起来：其中：m是发生隧穿的粒子的质量，2a是位势垒的宽度从上式可以看出，发生隧穿的粒子质量越小（德布罗意波长越大），势垒的宽度越小（即势垒越窄），反应受量子隧穿效应的影响的可能性越大。因此一般发生隧穿的都是电子、氢原子或氘原子，很少有较重元素的原子参与隧穿的。势垒的宽度则由粒子隧穿前后所处位置之间的距离所决定，两个反应位点距离越近，隧穿的程度越大。并且能垒越低，隧穿程度也越大。由于β分别与2a，和质量m的平方根成正比，故因子Q受势垒宽度的影响比它受粒子质量的影响更大一些。验证量子隧穿效应存在于化学反应中的一种方法是动力学同位素效应（KIE）。在KIE实验中，反应的一个反应物的某一原子分别被同一元素质量不同的同位素所标记，分别进行反应，通过对比两者的反应速率，可以得出关于反应机理的信息。若一个反应的速率控制步骤涉及该同位素与其他元素形成的化学键的断裂，由于越重的同位素形成的化学键越不容易断裂，因此使用同一元素不同同位素标记的反应物参加反应时，反应的速率也应该是不同的，重同位素标记的反应物参与的反应速率应该较慢。如果这两种同位素分别是氕和氘（即氢-1和氢-2），通常情况下，kH/kD的值应该在6-10之间，也就是说，含C-H键的反应速率是含C-D键的反应速率的6-10倍。但如果反应中存在量子隧穿效应，由于质量m在因子Q中是处在指数位置上的，m的变化对速率的影响很大，因此kH/kD的值应该远大于10。实验事实也证明了这个假设。比如在下面的反应中，硝基丙烷的阿尔法-氢被有位阻的吡啶去质子化，并被碘代，反应的KIE值在25°C时却达到25，意味着反应中很可能存在量子隧穿效应。修正项Q的存在，使得存在量子隧穿效应反应的速率k受温度T影响很小。相对于普通的化学反应，在温度明显升高或降低时，此类反应的速率通常不会有很明显的变化，仅有很小的差异。低温下，量子隧穿效应反而更加明显，研究此类反应也通常在低温下进行。然而，温度的升高，使一部分分子跃迁到第二振动能级（n=1）上，降低了势垒宽度，使反应速率加快。这便是速率受温度影响不为零的缘故。量子隧穿效应最常见于有机化学反应中，尤其是一些含活性中间体的反应和某些酶催化的生化反应。它是酶能够显著增加反应速率的一种机制。酶使用量子隧穿效应来转移电子及氢原子、重氢原子一类的原子核。实验也显示出，在某种生理状况下，甚至连葡萄糖氧化酶(glucose oxydase) 的氧原子核都会发生量子隧穿效应。质子-质子链反应也是量子隧穿效应的例子之一。有科学家认为，化学反应中的量子隧穿效应是宇宙中众多有机分子得以合成的基础，也有可能是合成早期生命所需的有机化合物的重要机制。外太空中，温度极低，并且存在着大量的氢元素和氦元素，和大量的甲醛分子作合成原料，这些因素，都有利于量子隧穿效应的发生。通过很多类似的反应，可以由简单的无机原料，突破传统化学反应的禁阻，合成很多复杂的有机化合物。这些有机分子很可能与生命起源有重要关联。

伊曼纽尔-穆迪埃 后卫 1.96米 91公斤 21岁 1996-03-05 2年 0 达雷尔-亚瑟 前锋 2.06米 107公斤 29岁 1988-03-25 8年 4 保罗-米尔萨普 前锋 2.03米 112公斤 32岁 1985-02-10 11年 5 威尔-巴顿 前锋/后卫 1.98米 79公斤 26岁 1991-01-06 5年 7 特雷-莱尔斯 前锋 2.08米 106公斤 22岁 1995-11-05 2年 14 加里-哈里斯 后卫 1.93米 95公斤 23岁 1994-09-14 3年 15 尼科拉-约基奇 中锋 2.08米 113公斤 22岁 1995-02-19 2年 20 泰勒-莱登 前锋 2.06米 100公斤 21岁 1996-04-09 0年 21 威尔森-钱德勒 前锋 2.03米 102公斤 30岁 1987-05-10 9年 22 理查德-杰弗森 前锋 2.01米 106公斤 37岁 1980-06-21 17年 24 梅森-普拉姆利 中锋/前锋 2.11米 116公斤 27岁 1990-03-05 4年 25 马里克-比斯利 后卫 1.96米 89公斤 21岁 1996-11-26 1年 27 贾马尔-穆雷 后卫 1.93米 94公斤 20岁 1997-02-23 1年 35 肯尼思-法里埃德 前锋 2.03米 103公斤 28岁 1989-11-19 6年 41 胡安-埃尔南戈麦斯 前锋 2.06米 104公斤 22岁 1995-09-28 1年

实验证明，只有发生碰撞的分子的能量等于或超过某一定的能量Ec(可称为临界能)时，才可能发生有效碰撞。具有能量大于或等于Ec的分子称为活化分子。在一定温度下，将具有一定能量的分子百分数对分子能量作活化能原理原则上来说，反应物分子的能量可以从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的分子数相当多。这种具有不同能量的分子数和能量大小的对应关系图，叫做一定温度下分子能量分布曲线图。阿伦尼乌斯公式非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。（1）式还可以写成：lnκ=lnA-Ea/RT （2）lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。例：由Ea计算反应速率系数k当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.469×10sT2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3。Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mollnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/RK3=6.12/1000S对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）（3）在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

阿伦尼乌斯公式非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。（1）式还可以写成：lnκ=lnA-Ea/RT （2）lnκ=与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA，由实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。例：由Ea计算反应速率系数k当已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.469×10sT2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3。Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kJ/mollnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/RK3=6.12/1000S对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）（3）在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。

2.303在化学中出现在阿仑尼乌斯方程和能斯特方程中，是以10为指数的自然对数的约值，即： ln10≈2.303。阿仑尼乌斯方程：lgη=lgA+Ea／2.303RT式中，Ea称为阿累尼乌斯活化能(简称活化能)，其单位为kJ·mol-1；A称为指前因子或表观频率因子，其单位与k相同；T为绝对温度，单位K；R为摩尔气体常数，单位J/mol·K。能斯特方程：ΔG＝2.303RTlgJ/K式中，ΔG表示吉布斯自由能，其单位为kJ·mol-1；T指绝对温度，单位K；J指化学反应的反应商；R为摩尔气体常数，单位J/mol·K；K为化学反应的标准平衡常数。扩展资料：ln10指的是：以无理数e为底数的对数是多少,也即是指e的多少次方等于10,其中e=2.71828,又因为e的2.3次方小于10，所以ln10大概等于2.303。通常我们将以10为底的对数叫常用对数（common logarithm)，并把log10N记为lgN。另外，在科学技术中常使用以无理数e=2.71828···为底数的对数，以e为底的对数称为自然对数（natural logarithm)，并且把logeN 记为In N。根据对数的定义，可以得到对数与指数间的关系：当a>0，a≠1时，aX=N→X=logaN。（N>0）由指数函数与对数函数的这个关系，可以得到关于对数的如下结论：在实数范围内，负数和零没有对数；loga1=0，log以a为底1的对数为0(a为常数) 恒过点（1，0）。参考资料来源：百度百科—阿伦尼乌斯公式参考资料来源：百度百科—能斯特方程

实验证明,只有发生碰撞的分子的能量等于或超过某一定的能量Ec(可称为临界能)时,才可能发生有效碰撞.具有能量大于或等于Ec的分子称为活化分子. 在一定温度下,将具有一定能量的分子百分数对分子能量作 活化能原理原则上来说,反应物分子的能量可以从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的分子数相当多.这种具有不同能量的分子数和能量大小的对应关系图,叫做一定温度下分子能量分布曲线图. 阿伦尼乌斯公式 非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解.阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系.在多数情况下,其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1） 式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子,是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度. （1）式还可以写成： lnκ=lnA-Ea/RT （2） lnκ=与-1/T为直线关系,直线斜率为-Ea/R,截距为 lnA,由实验测出不同温度下的κ值,并将lnκ对1/T作图,即可求出E值. 例：由Ea计算反应速率系数k 当已知某温度下的k和Ea,可根据Arrhenius计算另一温度下的k,或者与另一k相对应的温度T. 2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g) 已知：T1=298.15K, k1=0.469×10s T2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K时的k3. Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R K3=6.12/1000S 对于更为复杂的描述κ与T的关系式中,活化能E定义为： E=RT2（dlnκ/dT）（3） 在元反应中,并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应.S.A.阿伦尼乌斯认为,只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应,而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能.近代反应速率理论进一步指出,两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物,过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能,互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒,才能形成过渡态而发生反应,此即活化能的本质. 对于复合反应,由上述实验方法求出的E值只是表观值,没有实际的物理意义.

活化能用阿伦尼乌斯公式计算：lnk=lnA—Ea/RT （Ea为活化能）其中K为平衡常数，与吉布斯自由能关系：△G=RTlnK而△G=△H-T△S，由这三个关系式，可以得到焓变和活化能的关系。分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。 （阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。扩展资料：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（或使一些原本很快的生化反应较慢进行）。影响反应速率的因素分外因与内因：内因主要是参加反应物质的性质；在同一反应中，影响因素是外因，即外界条件，主要有浓度、压强、温度、催化剂等。参考资料来源：百度百科——活化能

属于阿伦尼乌斯方程胡一种常数值。2.303是以10为指数的自然对数的约值，即： ln10≈2.303。阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差，此时常用下面的公式对阿伦尼乌斯方程进行修正：其中A、n、Ea均为常数，实验得到的n值通常在u22121至1之间。化学：化学（chemistry）是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质（实质是自然界中原来不存在的分子）。世界由物质组成，主要存在着化学变化和物理变化两种变化形式（还有核反应）。不同于研究尺度更小的粒子物理学与核物理学，化学研究的原子 ~ 分子 ~ 离子（团）的物质结构和化学键、分子间作用力等相互作用。

会变.因为无论是总包反应的表观速率常数还是基元反应的速率常数都不严格符合阿伦尼乌斯方程 k=A·exp(-Ea/RT) 的形式,而Ea只是由k得到的表观能量.如果限定A不随温度变化,机械地按上式计算出的活化能就会随其他因素变化. 所有的基元反应理论模型中,指前因子都与温度有关：碰撞模型中 k=NA(r1+r2)^2·(8πkT/μ)^0.5·exp(-Ec/RT)=AT^0.5exp(-Ea/RT)；过渡态理论中 k=kBT/h·exo(-ΔG≠/RT)=AT·exp(-Ea/RT)……单分子反应模型中涉及更复杂的机理,指前因子和活化能都与多种因素有关.一些反应还需要考虑隧道效应而部分忽略活化能的作用.由基元反应组合成的总包反应的表观活化能也与上述因素有关.催化剂可以改变总反应的机理,也能改变表观活化能. 因此,对于机理一定总反应,阿伦尼乌斯方程这个经验式需要限定适用范围,即在A和Ea变化不太的温度和其他条件下才能使用.鉴于大多理论模型都可以表示为 k=AT^n·exp(-Ea/RT),而压强等因素总体来说对大多数反应的速率常数影响不大,为了突出Ea本身的比较明显的物理意义——势能面的能垒高度,可以限定Ea不变,将不同温度下的k按 k=AT^n·exp(-Ea/RT) 拟合,n为阿伦尼乌斯方程的校正经验参数.这个经验式在室温到数千K范围都能达到相当好的适用性,明显要优于阿伦尼乌斯方程.

阿伦尼乌斯公式是k=Ae（－Ea/RT），其中A为指前因子(也称频率因子)。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。“—”是负号而不是减号。你可能还是不理解这个公式。（－Ea/RT）是e的指数。而不是相乘的关系。适用范围需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。

适用范围需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些 复杂反应不适用。在温度范围较宽的情况下，有人提出了修正的三参量 方程式加以校正： k=A（T^m）exp（-E/RT）式中A、E、m均由实验确定。将三参量方程对T微分后代入阿伦尼乌斯公式的微分式得： Ea=E+mRT , 该式表明活化能与温度的定量关系。一般的实验值m较小，在温度不太高时，阿伦尼乌斯经验公式仍与实验结果较好相符。

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阿伦尼乌斯公式 关系的经验公式.公式写作 k=Aexp（-Ea/RT） （指数式）.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 （对数式）.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.将对数式微分可得：dlnk/dT=Ea/RTˇ2 (微分式),如果温度变化不大,Ea可视为常数,将微分式作定积分可得不同温度下的反应速率常数与其相对应的温度之间的关系.从而指前因子A可约去：ln(k2/k1)=-Ea/R(1/T2-1/T1) (积分式).

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.公式写作k=Ae－Ea/RT.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

k=Aexp（-Ea/RT） A为指前因子(也称频率因子).是一个常数 性质：阿伦尼乌斯公式k=A·e-Ea/RT中,k、R、T、Ea分别是化学反应速率常数、摩尔气体常数、反应温度及活化能,式中的A称为指前因子.它是一个只由反应本性决定而与反应温度及系统中物质浓度无关的常数,与k具有相同的量纲.A是反应的重要动力学参量之一. 阿伦尼乌斯公式 非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解.阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系.在多数情况下,其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1） 式中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子,是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度. 祝学习进步

R是通用气体常数,取8.31441J/K

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.公式写作k=Ae－Ea/RT.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

微分形式： 定积分形式： 阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差，此时常用下面的公式对阿伦尼乌斯方程进行修正：其中A、n、Ea均为常数，实验得到的n值通常在u22121至1之间。如果n=0，就得到未修正的阿伦尼乌斯方程。也可以利用下面的广延指数式进行修正： 其中β为无量纲量。

根据阿伦尼乌斯方程预测制剂的稳定性步骤。1、根据制剂的组分的分子量、分子结构以及制剂的其他物理性质。2、计算出其中的混合度，从而预测该制剂的稳定性。3、根据阿伦尼乌斯方程，计算出各组分的混合度，以表示该制剂的稳定性。

阿伦尼乌斯方程（或公式）是化学反应的速率常数与温度之间的关系式，适用于基元反应和非基元反应，甚至某些非均相反应。

微分形式:定积分形式:阿伦尼乌斯方程一般适用于温度变化范围不大的情况，这时A和Ea变化不大，阿伦尼乌斯方程有很好的适用性。若温度范围较大，则阿伦尼乌斯方程会产生误差，此时常用下面的公式对阿伦尼乌斯方程进行修正:其中A、n、Ea均为常数，实验得到的n值通常在u22121至1之间。如果n=0，就得到未修正的阿伦尼乌斯方程。也可以利用下面的广延指数式进行修正:其中β为无量纲量。

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阿伦尼乌斯公式关系的经验公式。公式写作 k=Aexp（-Ea/RT） （指数式）。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 （对数式）。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。将对数式微分可得： dlnk/dT=Ea/RTˇ2 (微分式)，如果温度变化不大，Ea可视为常数，将微分式作定积分可得不同温度下的反应速率常数与其相对应的温度之间的关系。从而指前因子A可约去： ln(k2/k1)=-Ea/R(1/T2-1/T1) (积分式)。

阿伦尼乌斯公式是由路易斯的有效碰撞理论作为前提的。

需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。在温度范围较宽的情况下，有人提出了修正的三参量方程式加以校正:k=A(T^m)exp(-E/RT)式中A、E、m均由实验确定。将三参量方程对T微分后代入阿伦尼乌斯公式的微分式得:Ea=E+mRT ,该式表明活化能与温度的定量关系。一般的实验值m较小，在温度不太高时，阿伦尼乌斯经验公式仍与实验结果较好相符。

需要注意，阿伦尼乌斯经验公式的前提假设认为活化能Ea被视为与温度无关的常数，在一定温度范围内与实验结果符合，但是由于温度范围较宽或是较复杂的反应，lnk与1/T就不是一条很好的直线了。说明活化能与温度是有关的，阿伦尼乌斯经验公式对某些复杂反应不适用。在温度范围较宽的情况下，有人提出了修正的三参量方程式加以校正:k=A(T^m)exp(-E/RT)式中A、E、m均由实验确定。将三参量方程对T微分后代入阿伦尼乌斯公式的微分式得:Ea=E+mRT ,该式表明活化能与温度的定量关系。一般的实验值m较小，在温度不太高时，阿伦尼乌斯经验公式仍与实验结果较好相符。

用英文名字，不要中文翻译

大多数反应温度对反应速率的影响比浓度更为显著，温度升高时，绝大多数化学反应速率增大。Arrhenius根据大量的实验数据，提出了著名的Arrhenius经验公式（阿伦尼乌斯方程），即速率常数与温度之间的关系式，阿伦尼乌斯方程（或公式）是化学反应的速率常数与温度之间的关系式，适用于基元反应和非基元反应，甚至某些非均相反应。