速率常数会随温度改变吗？

中文名反应速率常数外文名 reaction rate constant 浓度单位一般用mol·L-1（摩尔升－1）时间单位用秒、分或小时的负一次方影响因素温度和反应物性质

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一、热学推导
二、说明
Key Takeaways

在化学动力学中，反应速率常数，又称速率常数k或λ是化学反应速率的量化表示方式。

对于反应物A和反应物B反应成生成物C的化学反应，反应速率可表示成此式：

k(T)是反应速率常数，会随温度改变

[X]是假定反应发生处遍布于固定容积的溶液内，物质X的容积摩尔浓度。(当反应发生于一定范围，就能以X的单位面积摩尔数表示)

若为一次反应，亦可写成以下形式：

Ea是活化能，R是气体常数。因为温度T的分子能量可依波兹曼分布(en:Boltzmann distribution)求得，我们可预知能量大于Ea的碰撞比例随e变化，A是指数前因子(en:Pre-exponential factor)或频率因子。

阿瑞尼斯方程式提供了反应进行中反应速率和活化能之关系的定量基础。 [1-2]

反应速率即化学反应进行的快慢，单位为mol/(L·s)或mol/(L·min)。用单位时间内反应物的浓度的减少或生成物浓度的增加量来表示。浓度单位一般用摩尔·升-1，时间单位用秒、分或小时。化学反应并非均匀速率进行：反应速率分为平均速率（一定时间间隔里平均反应速率）和瞬时速率（给定某时刻的反应速率），可通过实验测定。反应物本身的性质，外界因素：温度，浓度，压强，催化剂，光，激光，反应物颗粒大小，反应物之间的接触面积和反应物状态，x射线，γ射线，固体物质的表面积，与反应物的接触面积，反应物的浓度也会影响化学反应速率。

碰撞学说

碰撞理论，是由德国的Max Trautz及英国的William Lewis 在1916年及1918年分别提出的。

碰撞学说：任何化学反应的发生，必需反应粒子互相接近碰撞，则反应速率与碰撞次数成正比。
活化能：所谓活化能就是能使粒子发生反应的最低能量。
有效碰撞：所谓有效碰撞是指碰撞的粒子其能量超过活化能,且碰撞方向(位向)要正确（发生化学反应所需的能量）。

影响反应速率的因素

除了反应物的性质以外，浓度、温度和催化剂也是影响反应速率的重要因素。气体反应的快慢还与压力有关。增加反应物的浓度，即增加了单位体积内活化分子的数目，从而增加了单位时间内反应物分子的有效碰撞的次数，导致反应速率加快。提高反应温度，即增加了活化分子的百分数，也增加了单位时间内反应物分子有效碰撞的次数，导致反应速率加快。使用正催化剂，改变了反应历程，降低了反应所需的活化能，使反应速率加快。在化工生产中，常控制反应条件来加快反应速率，以增加产量。有时也要采取减慢反应速率的措施，以延长产品的使用时间。 [3]

参考资料

1 Chandler, David (1978). "Statistical mechanics of isomerization dynamics in liquids and the transition state approximation". J. Chem. Phys. 68 (6): 2959.
2 Isaacs, Neil S. (1995). "Section 2.8.3". Physical Organic Chemistry (2nd ed.). Harlow: Addison Wesley Longman. ISBN 9780582218635.
3 Bennett, C. H. (1977). Christofferson, R., ed. Algorithms for Chemical Computations, ACS Symposium Series No. 46. Washington, D.C.: American Chemical Society. ISBN 978-0-8412-0371-6.

看到这个问题还有人陆陆续续在关注，并且还只有我这一个极其草率的答案，于是打算再更详细地从高考的实用角度误人子弟一下。

但毕竟近两年没碰化学了，所以若有说明不当的地方还望不吝指正。

一、热学推导

可逆化学反应达到平衡时，每个产物浓度系数次幂的连乘积与每个反应物浓度系数次幂的连乘积成正比，这个比值叫做平衡常数。平衡常数只和温度，溶剂种类，本性有关。

英文Wiki上有一点推导，可以从更底层的热学原理说明为什么平衡常数只与温度有关，大雾热学只会记公式的我就不在这里班门弄斧了。

二、说明

我猜测题主和很多关注这个问题的朋友想要知道的并非是平衡常数只受温度影响的深层原因，而是需要一些说明以加强对这个定理的理解。之后的内容都是说明性质的，即在承认平衡常数只与温度有关的条件下，通过一些例子更充分地理解它，解释一些表面上的矛盾。

Key Takeaways

课本上说的“平衡常数改变，平衡必定移动”指的应该是单纯改变温度平衡必定移动，如果温度和其他因素如容器体积同时改变，就可能达到平衡不移动的效果
“平衡常数改变”≠“平衡移动”

平衡常数改变是指，平衡状态下反应物与生成物浓度的关系改变，通常等价于温度改变
平衡移动是指，反应突然从平衡变得不平衡，然后开始正向或者逆向反应，反应物与生成物物质的量在宏观上开始改变

（a）首先是题主给的反应

N(2)+3H(2)=2NH(3)

在恒温的条件下，缩小体积，容器压强也会随之增大。各物质的浓度也增大。按照高中化学课本的知识来说，平衡会向正方向移动。平衡的时候，NH(3)的浓度不是会更大吗？那样平衡常数也应该会变大吧？

设当前温度下平衡常数为 K_0 ，恒温条件下缩小体积后的一瞬间，反应未达到平衡

Q=\frac{c^2(NH_3)}{c(N_2)c^3(H_2)}=V^2\cdot\frac{n^2(NH_3)}{n(N_2)n^3(H_2)}<K_0

“平衡”正向移动，在该过程中n(NH(3))不断增加，n(N(2))与n(H(2))不断减小，直至 Q=K_0

（b）然后是原答案中提到的反应与评论中的一些讨论

2SO(2)+O(2)=2SO(3)

平衡时平衡常数为K，如果增大压强，平衡向正方向移动，根据公式，那么此时K'不应该大于K吗？

如果把增大压强理解成恒温缩小体积的话，说明同上。

如果给这个反应升温，那么平衡常数肯定会变化，然后再改变压强，使平衡达到升温前的平衡，那么此时的平衡常数与最开始肯定是不同的，但平衡却没有移动，可课本上说平衡常数改变，平衡必定移动，这是怎么回事啊

课本上说的“平衡常数改变，平衡必定移动”指的应该是单纯改变温度平衡必定移动，但若经过多个改变过程，可能最终达到的效果是平衡常数改变了，平衡却没有移动。这是因为平衡不移动等价于反应物与生成物物质的量在宏观上不再改变，与平衡常数不改变并非完全等价。比如对于这个反应来说平衡常数的定义是 K=\frac{1}{c^2(SO_2)c(O_2)}=V^3\frac{1}{n^2(SO_2)n(O_2)}，体积和温度同时改变就可能达到平衡不移动的效果。

那如果温度和压强同时改变呢？比如升温，平衡正移，但同时再改变压强使平衡逆移，那么平衡常数就又变回去了

首先“平衡移动”≠“平衡常数改变”，平衡移动只是指反应突然从平衡变得不平衡，然后开始正向或者逆向反应。

压强（分压）不会凭空改变，如果是密闭容器，升温本身就伴随压强变化（分子运动加剧，撞击器壁更频繁）。若待升温平衡后再改变压强，通常是通过恒温下改变容器体积来实现的，此时平衡虽移动，但平衡常数不变（平衡后浓度关系仍满足平衡常数定义式）。

这个问题和刚刚的问题其实是一样的，都是先升温再改变体积，但不同在于前一个考察的是整个过程，后一个只考察了改变体积的过程。

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以下是14年草率的原答案

之前也很纠结这个问题

看了这个回答之后仿佛就明白了

https://zhidao.baidu.com/question/169368666.html

为何化学平衡常数只与温度有关
对于一个反应前后体积变化的可逆反应，如2SO2+O2=2SO3，平衡时平衡常数为K，如果增大压强，平衡向正方向移动，根据公式，那么此时K'不应该大于K吗？
增大压强，在此题应为缩小体积，这时平衡正向移动，即生成更多的SO3，SO3浓度升高，但由于缩小体积，SO2和O2的浓度也会增大（勒下特列原理），虽然由于平衡移动，SO2和O2的浓度增大的倍数小于SO3，但SO2和O2的连乘幂数3大于SO3的连乘幂数2，因此平衡常数K还是不变的。
举一个例子，你就明白了
假设1L的容器，达到平衡时，SO2，SO3，O2，的浓度分别为1mol/L,2mol/L,1mol/L,计算可知，K=4.相同温度下，压缩该容器，体积缩小为0.5L，由平衡常数不变，列式如下（单位：mol/L）
2SO2 + O2 = 2SO3
起始浓度 2 2 4
变化浓度 2X X 2X
平衡浓度 2-2X 2-X 4+2X
K=(4+2X)^2 /（2-2X )^2*(2-X ) =4
解得，X=0.19 >0
证明，平衡确实正向移动了，且平衡常数不变
理论支持：这是大学化学的内容，不过高中也有介绍
根据热力学关系：
RTlnK=△Gθ （θ为上标，表示热力学标态） K是平衡常数
由于对于特定的反应，标准自由能变△Gθ仅是温度的函数，因此平衡常数K也只是温度T的函数，也即K只与温度T有关。
希望对你有帮助！！！