1樓：匿名使用者
由阿倫尼烏斯公式 k＝a exp(-e/rt)式中k為反應速率；e為活化能；a為指前因子；r為摩爾氣體常數；t為熱力學溫度；
k2/k1=[a exp(-e2/rt)]/[a exp(-e1/rt)]=exp[(e1-e2)/rt]
=2.71828^[(181.6-151)x10^3/(8.314x800)]=99.4
答案為 b
在 503 k 時某反應的活化能為 184.1 kj·mol－1 ，當加入催化劑後活化能降為104.6kj·mol－ 1 ， 則加入催
2樓：曉熊
^阿崙尼烏斯公式k = ae^(-ea/rt)無催化劑時 k1 = a e^(-184.1×10^3/ (8.314*503)) = 7.6 * 10^(-20)
有催化劑時 k2 = a e^(-104.6×10^3/ (8.314*503)) = 1.4 * 10^(-11)
速率版比 = 速率常權數比 = k2 / k1 = 1.8 * 10^ 8選 d
若某反應的活化能為80 kj·mol-1，則反應溫度由20℃增加到30℃，其反應速率係數約為原來的3倍，為什麼？
3樓：申微蘭尋汝
a．逆反應的活化能
du=正反應的活化能+反應的zhi焓變，所以dao
△h=逆反應的活化能-正反回應的活化能=（ea-eb）kj?mol-1，故答a正確b．h2熱值為142.9kj?
g-1，則氫氣的燃燒熱為142.9×2kj/mol=285.8kj?
mol-1，則燃燒的熱化學方程式可表示為h2（g）+12o2（g）=h2o。
4樓：化學文人
根據阿倫尼烏斯公式即可得到。 具體結果樓主自己算吧。k=a*exp(-ea/rt)
某反應的活化能為114kj/mol,使用某催化劑使其活化能降低1/2,在25℃時,其反應速率 10
5樓：匿名使用者
阿倫尼烏斯方程，可知
k=aexp
你沒告訴指前因子或者反應級數，所以沒辦法精確的推出，如果是李強狀態的一級反應，那麼直接代入k=exp，就可以算出
6樓：
答案是9.8*10^9，用阿倫尼烏斯方程
乙個反應的活化能是33kj·mol-1,當t=300k時,溫度每增加1k,反應速率常數增加的百分數
7樓：匿名使用者
^根據阿倫尼烏斯方程
t1=300 k1=ae^(-ea/rt)=ae^［-33000/(8.31×300)］=ae^(-13.237)
t2=301 k2=ae^(-ea/rt)=ae^［-33000/(8.31×301)］=ae^(-13.193)
k2/k1=e^(-13.193+13.237)=e^(0.044)=e^0.044=1.04498
注意ea和r的單位一致
8樓：匿名使用者
用阿伏伽德羅公式算出前後速率常數，求比值
常溫下發生反應活化能是多少kj/mol.1kj/mol = ev
9樓：匿名使用者
a．逆反應的活化能
=正反應的活化能+反應的焓變，所以△h=逆反應的活化能-正反應的活化能=（ea-eb）kj?mol-1，故a正確b．h2熱值為142.9kj?
g-1，則氫氣的燃燒熱為142.9×2kj/mol=285.8kj?
mol-1，則燃燒的熱化學方程式可表示為h2（g）+12o2（g）=h2o。
化學反應的活化能越大，反應速率卻大，是否正確
這是正確的，活化能越大，原子以及核外電子活動越劇烈 各個原子之間相互碰撞的機會和力度都增大，所以接觸的速度和力度都增大 這樣表現在化學反應中是反應速度的增大 純潔小歪事婲 活化能的定義 活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差。活化能越大，活化分子所佔的百分數就越小,反應越慢。活化分子的定義 在...
如何用活化能計算反應速率增大幾倍的例題
雙魚貝貝 用阿倫尼烏斯公式 lgk1 ea1 2.303rt lgalgk2 ea2 2.303rt lga可求出2hi h2 i2的反應在有無催化劑下的速率常數之比 lgk1 k2 ea2 ea1 2.303 298.15 8.314 k2 k1 1.03 不論是正反應還是逆反應，催化劑使正逆反應...
如何計算多步化學反應的活化能？第一步反應活化能是E1,第二部反應活化
1 總活化能不需要計算，那個大就選哪個 2 e1大，總活化能就是e1 3 e2大，總活化能就是e2 化學中怎樣計算多步反應的活化能？比如下圖中的b e1和e2分別是兩部反應的活化能，而總的活化能只是e1，可以這麼理解，e1比e2大，能量都達到e1了e2肯定能進行了。所以只需要e1的能量。大學化學如何...