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1，阿倫尼烏斯方程是什么

k=Ae－Ea/RT 化學反應速率常數(shù)與溫度的關(guān)系

阿倫尼烏斯方程是什么

2，Arrhenius方程中的A是怎么一回事

k=Aexp（-Ea/RT）A為指前因子(也稱頻率因子)。是一個常數(shù)性質(zhì)：阿倫尼烏斯公式k=A·e-Ea/RT中，k、R、T、Ea分別是化學反應速率常數(shù)、摩爾氣體常數(shù)、反應溫度及活化能，式中的A稱為指前因子。它是一個只由反應本性決定而與反應溫度及系統(tǒng)中物質(zhì)濃度無關(guān)的常數(shù)，與k具有相同的量綱。A是反應的重要動力學參量之一。阿倫尼烏斯公式非活化分子轉(zhuǎn)變?yōu)榛罨肿铀栉盏哪芰繛榛罨艿挠嬎憧捎冒惸釣跛狗匠糖蠼?。阿倫尼烏斯方程反應了化學反應速率常數(shù)K隨溫度變化的關(guān)系。在多數(shù)情況下，其定量規(guī)律可由阿倫尼烏斯公式來描述： K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ為反應的速率系（常）數(shù)；Ea和A分別稱為活化能和指前因子，是化學動力學中極重要的兩個參數(shù)；R為摩爾氣體常數(shù)；T為熱力學溫度。祝學習進步

Arrhenius方程中的A是怎么一回事

3，阿侖尼烏斯公式的內(nèi)容及意義

k=Aexp（-Ea/RT）Arrhenius equation 由瑞典的阿倫尼烏斯所創(chuàng)立?；瘜W反應速率常數(shù)隨溫度變化關(guān)系的經(jīng)驗公式。公式寫作 k=Aexp（-Ea/RT）（指數(shù)式）。k為速率常數(shù)，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子(也稱頻率因子)。也常用其另外一種形式：lnk=lnA—Ea/RT （對數(shù)式）。據(jù)此式作實驗數(shù)據(jù)的lnk～1/T圖為一直線，由斜率可得表觀活化能Ea，由截距可得指前因子A。將對數(shù)式微分可得： dlnk/dT=Ea/RTˇ2 (微分式)，如果溫度變化不大，Ea可視為常數(shù)，將微分式作定積分可得不同溫度下的反應速率常數(shù)與其相對應的溫度之間的關(guān)系。從而指前因子A可約去： ln(k2/k1)=-Ea/R(1/T2-1/T1) (積分式)。阿倫尼烏斯方程一般適用于溫度變化范圍不大的情況，這時A和Ea變化不大，阿倫尼烏斯方程有很好的適用性。若溫度范圍較大，則阿倫尼烏斯方程會產(chǎn)生誤差，此時常用下面的公式對阿倫尼烏斯方程進行修正：其中A、n、Ea均為常數(shù)，實驗得到的n值通常在?1至1之間。如果n=0，就得到未修正的阿倫尼烏斯方程。

阿侖尼烏斯公式的內(nèi)容及意義

4，化學的克拉伯龍方程與阿累尼烏斯公式

克拉珀龍方程式通常用下式表示：PV=nRT……① 推導： pV=nRT 推導該公式建立在Boyle-Marriote定律，Charles-Gay-Lussac定律，Avogadro定律基礎(chǔ)上 V=f（p，T,N）求V全微分將Boyle-Marriote定律，以及Charles-Gay-Lussac定律代入全微分中不定積分得到lnV+lnp=lnT+C 令C=lnR 即得pVm=RT 同乘以n得到pV=nRT 注：所有氣體R值均相同。如果壓強、溫度和體積都采用國際單位（SI），則P表示壓強，單位Pa；V表示氣體體積，單位立方米；n表示物質(zhì)的量，單位mol；T表示熱力學溫度，單位K（開爾文）；R表示氣體常數(shù)，單位J·mol^-1·K^-1或kPa·L·K^-1·mol^-1。R=8.314帕米3/摩爾·K。因為n=m/M、ρ=m/v（n—物質(zhì)的量，m—物質(zhì)的質(zhì)量，M—物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，數(shù)值上等于物質(zhì)的分子量，ρ—氣態(tài)物質(zhì)的密度），所以克拉伯龍方程式也可寫成以下兩種形式： Pv=m/MRT ……② PM=ρRT ……③ 以A、B兩種氣體來進行討論。（1）在相同T、P、V時：根據(jù)①式：nA=nB（即阿伏加德羅定律）摩爾質(zhì)量之比=分子量之比=密度之比=相對密度）。若mA=mB則MA=MB。（2）在相同T·P時：體積之比=摩爾質(zhì)量的反比；兩氣體的物質(zhì)的量之比=摩爾質(zhì)量的反比）物質(zhì)的量之比=氣體密度的反比；兩氣體的體積之比=氣體密度的反比）。（3）在相同T·V時：摩爾質(zhì)量的反比；兩氣體的壓強之比=氣體分子量的反比）。阿倫尼烏斯方程是瑞典化學家阿倫尼烏斯提出的關(guān)于化學反應的速率常數(shù)與溫度之間的關(guān)系式。阿倫尼烏斯方程可以表示為以下形式： TAF=Lnormal/Lstress=e 其中Lnormal及Lstress分別為正常狀況下的使用壽命及加速測試下的使用壽命。 Ea 表示活化能。K表示玻爾茲曼常數(shù)(8.62*10eV/K)。Tnormal及Tstress分別表示正常狀況下的絕對溫度及加速測試下的絕對溫度。阿累尼烏斯方程為：式中：k — 反應速率常數(shù)，min k0 — 頻率因子常數(shù)，min Ea — 反應活化能，J×mol R — 氣體常數(shù)，8.314J×mol×K T — 絕對溫度，K

5，什么是Arrhenius方程

由瑞典的阿倫尼烏斯所創(chuàng)立的化學反應速率常數(shù)隨溫度變化關(guān)系的經(jīng)驗公式。公式寫作 k=Ae（???/??）（指數(shù)式）。k為速率常數(shù)，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子（也稱頻率因子）。該定律除對所有的基元反應適用外，對于一大批（不是全部）復雜反應也適用。擴展資料化學反應的類型是比較多的，溫度對反應速率的影響也是相當復雜的，并非所有的化學反應都符合Arrhenius經(jīng)驗公式。但對于最常見的簡單反應來說，化學反應速率通常隨溫度的升高而加快，而且成指數(shù)關(guān)系，可以用Arrhenius公式來定量描述。本公式雖然最初是從氣相反應中總結(jié)出來的，但同樣適用于液相反應和復相催化反應。另外，本公式不僅適用于基元反應，而且對于復雜反應中的任一基元反應也是適用的。同時，對于某些復雜反應來說，只要其速率公式滿足或的形式，仍可以運用本公式來描述k與T的關(guān)系，只不過此時公式中指數(shù)前因子和活化能已不再具有簡單反應那樣明確的意義，而可能是組成該復雜反應的各個簡單反應的指前因子或活化能的某種組合。參考資料來源：百度百科-阿累尼烏斯方程參考資料來源：百度百科-阿倫尼烏斯公式

阿倫尼烏斯公式（Arrhenius equation ）是由瑞典的阿倫尼烏斯所創(chuàng)立的化學反應速率常數(shù)隨溫度變化關(guān)系的經(jīng)驗公式。公式寫作 k=Ae-Ea/RT （指數(shù)式）。k為速率常數(shù)，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子（也稱頻率因子）。該定律除對所有的基元反應適用外，對于一大批（不是全部）復雜反應也適用。長期實踐證明該公式適用范圍廣，不僅適用于氣相反應，而且適用于液相反應和大部分復項催化反應，但并不是所有的反應都符合阿倫尼烏斯公式。在彈箭貯存壽命定量評估中應用該公式之前，需進行嚴謹?shù)姆治?。擴展資料：阿倫尼烏斯公式的適用范圍需要注意，阿倫尼烏斯經(jīng)驗公式的前提假設(shè)認為活化能Ea被視為與溫度無關(guān)的常數(shù)，在一定溫度范圍內(nèi)與實驗結(jié)果符合，但是由于溫度范圍較寬或是較復雜的反應，lnk與1/T就不是一條很好的直線了。說明活化能與溫度是有關(guān)的，阿倫尼烏斯經(jīng)驗公式對某些復雜反應不適用。長期實踐證明該公式適用范圍廣，不僅適用于氣相反應，而且適用于液相反應和大部分復項催化反應，但并不是所有的反應都符合阿倫尼烏斯公式。在彈箭貯存壽命定量評估中應用該公式之前，需進行嚴謹?shù)姆治觥⒖假Y料來源：百度百科-阿倫尼烏斯公式

阿倫尼烏斯方程，化學反應速率常數(shù)隨溫度變化關(guān)系的經(jīng)驗公式。公式寫作k=Ae－Ea/RT。k為速率常數(shù)，R為摩爾氣體常量，T為熱力學溫度，Ea為表觀活化能，A為指前因子(也稱頻率因子)。k=Aexp(－Ea/RT)Arrhenius認為活化能與溫度無關(guān)，后人證實是有關(guān)的，但是在溫度變化不大時時基本正確的也常用其另外一種形式：lnk=lnA—Ea／RT。據(jù)此式作實驗數(shù)據(jù)的lnk～1／T圖為一直線，由斜率可得表觀活化能Ea，由截距可得指前因子A期中R為氣體常數(shù)：8.314J/mol?k，Ea為活化能，T為熱力學溫度。進一步分析：⑴在室溫下，Ea每增加4KJ·mol-1，將使k值降低80%.在室溫相同或相近的情況下，活化能aE大的反應，其速率系數(shù)k則小，反應速率較??；Ea小的反應k較大，反應速率較大。 ⑵對同一反應來說，溫度升高反應速率系數(shù)k增大，一般每升高10℃，k值將增大2～10倍。 ⑶對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區(qū)，k值增大倍數(shù)??；在低溫區(qū)k值增大倍數(shù)大，因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利于反應速率的提高。 ⑷對于不同的反應，升高相同溫度，Ea大的反應k值增大倍數(shù)大；Ea小的反應k值增大倍數(shù)小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。

阿倫尼烏斯方程,化學反應速率常數(shù)隨溫度變化關(guān)系的經(jīng)驗公式.公式寫作k=Ae－Ea/RT.k為速率常數(shù),R為摩爾氣體常量,T為熱力學溫度,Ea為表觀活化能,A為指前因子(也稱頻率因子).也常用其另外一種形式：lnk=lnA—Ea／RT.據(jù)此式作實驗數(shù)據(jù)的lnk～1／T圖為一直線,由斜率可得表觀活化能Ea,由截距可得指前因子A

6，安倫尼烏斯方程是什么

溶質(zhì)溶解在溶劑中，就會使溶劑的性質(zhì)發(fā)生變化。例如，在一定量的溶劑中溶解一定量的溶質(zhì)以后，所形成溶液的蒸氣壓就比純?nèi)軇┑牡鸵恍?；溶液的沸點比純?nèi)軇┑母咭恍蝗芤旱哪厅c比純?nèi)軇┑牡鸵恍?。對于非電解質(zhì)的溶液來說，蒸氣壓降低的數(shù)值與溶液的重量摩爾濃度成正比，如果溶質(zhì)是酸、堿、鹽，則實驗測得的數(shù)值與理論計算值會產(chǎn)生相當大的偏差。而且酸、堿、鹽的稀溶液的蒸氣壓降低、沸點升高、凝固點下降都比同濃度的非電解質(zhì)溶液的數(shù)值要大些。通常把酸、堿、鹽一類溶液的這種性質(zhì)稱為“反常行為”，溶液越稀，“反常程度”越突出。荷蘭化學家范霍夫指出：在計算溶液的蒸氣壓降低、沸點升高、凝固點下降、滲透壓時，應該引入校正系數(shù)，溶液越稀，校正系數(shù)越大。但是他并不能從理論上解釋，為什么會存在這些“反常行為”？為什么必須使用校正系數(shù)？解決這個問題的是范霍夫同時代的化學家阿累尼烏斯。1859年2月19日阿累尼烏斯生于瑞典烏普薩拉附近的維克城堡，父親是烏普薩拉大學的學監(jiān)。他從小非常聰明，17歲考入烏普薩拉大學，1978年畢業(yè)后，由于烏普薩拉大學在化學的教學和研究中相當?shù)谋Ｊ?，這樣就促使阿累尼烏斯離開了這所古老的大學，來到瑞典科學院物理研究所，擔任埃德倫德教授的助手。當時，埃德倫德正在研究和測量溶液的電導，在他的指導下，阿累尼烏斯于1882年開始研究濃度很稀的電解質(zhì)溶液的電導，并于1883年寫出了博士論文《電解質(zhì)的導電性研究》，提出了電解質(zhì)在水溶液中自動離解成游離的帶電粒子的概念。對電解質(zhì)電離的研究，可以追溯到法拉弟時代。法拉弟在研究電解反應時，把電解以前未被分解的物質(zhì)叫做電解質(zhì)，意思是這種物質(zhì)乃是用電流能夠使它分解的物質(zhì)。他還認為，溶液中的電流是由帶電荷的被分解的物質(zhì)輸送的，這種物質(zhì)叫做離子，它的含義是被電流分解出來的物質(zhì)。后來希托夫德和柯爾勞希20000060_0336_1德都研究過離子在溶液中的遷移，但是他們也都認為離子是通電后產(chǎn)生的。在眾多的研究電解質(zhì)電離的化學家中，只有A．威廉森20000060_0337_0英和克勞胥斯德具有與阿累尼烏斯相類似的見解。他們認為：電解質(zhì)的分子與形成它們的原子之間存在著動態(tài)平衡，電解質(zhì)分子與鄰近的分子之間不斷地交換原子，因此分子的離解和原子的化合永遠在連續(xù)不斷地進行。但是，他們又認為這些離解出來的原子只能在很短的時間內(nèi)存在，即他們只相信電解質(zhì)只有極小的離解度，認為在常溫下溶液中的分子不可能大量的離解。阿累尼烏斯正是在前人的基礎(chǔ)上，通過研究電解質(zhì)溶液的導電性，發(fā)展了電離理論。他的觀點與法拉弟、希托夫、柯爾勞希的差別在于：后面三位科學家認為離子是通電以后產(chǎn)生的；阿累尼烏斯則認為，在通電以前，電解質(zhì)就已經(jīng)在水溶液中離解了。阿累尼烏斯的觀點與A．威廉森和克勞胥斯的區(qū)別在于：后者認為電解質(zhì)在水溶液中的離解度極小；前者則認為離解度很大，而且溶液越稀，離解度越大。阿累尼烏斯的新觀點在當時的化學界引起了很大的爭論。就在他的論文答辯會上，到會的多數(shù)化學家和物理學家都認為他的實驗工作做得不錯。但是他們對于阿累尼烏斯關(guān)于離子不是在電流作用下產(chǎn)生的這種觀點，卻表示難以接受。主持答辯的克利夫瑞教授甚至認為這是一種荒唐的結(jié)論。盡管阿累尼烏斯的論文被通過了，而且也獲得了烏普薩拉大學的博士學位，但是，由于多數(shù)教授對他的論文的評價不高，使他沒有獲得應有的地位，烏普薩拉大學甚至未授給他渴望已久的物理學講師一職。多虧著名的物理化學家奧斯特瓦爾德幫助，特別約請阿累尼烏斯到里加大學任副教授，在這種壓力下，烏普薩拉大學當局才被迫于1884年授予阿累尼烏斯物理化學講師一職。1885年阿累尼烏斯在埃德倫德的幫助下，從瑞典科學院獲得了一筆獎學金，出國研究物理化學。在國外，他有機會結(jié)識了著名的物理化學家范霍夫和能斯特德，并同他們合作，進行物理化學研究。1887年阿累尼烏斯通過進一步的實驗研究，發(fā)表了另一篇論文《關(guān)于溶質(zhì)在水中的離解》，論文不但重申了電解質(zhì)溶于水就會自發(fā)地、大量地離解成正、負離子。而且還作出了更重要的貢獻，即對電解質(zhì)的電離作了定量的計算，這是他的工作與前人又一不同之處。他在論文中指出，把同量的電解質(zhì)溶解在不同量的水中，則溶液越稀，電離度越大，即分子電導μ越大。當將溶液進行無限稀釋時，電解質(zhì)分子已經(jīng)幾乎全部變成了離子，這時測得的溶液的分子電導為μ∞，它達到了最大值。他將比值μ/μ∞叫做“活度系數(shù)”，以α表示之（在現(xiàn)代的教科書中，α稱為離解度）。以上就是電離理論的主要論點。電離理論很好地解釋了酸、堿、鹽溶液的蒸氣壓降低、沸點升高、凝固點下降的數(shù)值所出現(xiàn)的“反常情況”。阿累尼烏斯指出，只有在水溶液中不會發(fā)生離解的非電解質(zhì)的溶液才遵守凝固點下降公式和滲透壓公式：PV=KT酸、堿、鹽之所以不遵守這兩個公式，是由于它們在水溶液中離解成離子，使溶液內(nèi)溶質(zhì)的粒子數(shù)增加了，所以才需要在公式右邊乘上范霍夫提出的校正系數(shù)i（i＞1），使實驗結(jié)果與理論計算相符合。PV=iKT如果一個分子不只電離成兩個離子，而是電離成n個離子，那么i=1+（n-1）α。阿累尼烏斯從電導實驗得到的數(shù)據(jù)計算出了α值，再從α計算出i；他又從凝固點下降實驗的結(jié)果計算了i值。他發(fā)現(xiàn)用這二種完全不同的實驗方法所得到的i值竟然十分符合，再一次說明了電離理論是正確的。電離理論認為：溶液越稀，“活度系數(shù)即”α越大，i值就越接近n。當n=2時，i值接近2；當n=3時，i值接近3。電離理論解釋了酸、堿的強度，即離解度大的是強酸和強堿；離解度小的是弱酸和弱堿。它還能說明中和反應和水解反應的本質(zhì)以及緩沖作用的機理，例如強酸和強堿之間的中和反應在實質(zhì)上都是氫離子和氫氧根離子的反應，因此，不論是什么強酸和強堿，只要它們是稀釋的水溶液，其中和熱必然是相同的。

朋友，你好。.阿倫尼烏斯方程[阿倫尼烏斯方程是定量表示k與T的關(guān)系式。1微分式式中Ea稱為阿倫尼烏斯活化能，其單位為J.mol-1。 2定積分式若視Ea與溫度無關(guān)，令溫度T1時的速率常數(shù)為k1，T2時的速率常數(shù)為k2。把微分式進行定積分和不定積分，分別有?3不定積分式： (1)指數(shù)式： A稱為指前因子，單位與k相同，阿倫尼烏斯認為A和Ea都是與溫度無關(guān)的常數(shù)。（1）對數(shù)式：阿倫尼烏斯方程的對數(shù)式描述了速率系數(shù)的對數(shù)與1/T 之間的線性關(guān)系。可以根據(jù)不同溫度下測定的k 值，以 lnk 對1/T 作圖為一直線，通過直線的斜率可求活化能Ea，通過直線截距可求A。在溫度范圍不太寬時，阿倫尼烏斯方程適用于基元反應和許多總包反應，也常應用于一些非均相反應。反應速率系數(shù)k與溫度的關(guān)系，有如圖10.4-1所示的五種情況：（ (1) (2) (3) (4) (5) 圖10.4-1溫度對反應速率的影響的五種情況圖(1)說明反應速率隨溫度的升高而逐漸加快，它們之間呈指數(shù)關(guān)系，這類反應最為常見。圖(2)說明開始時反應速率受溫度影響不大，到達一定極限時，反應以爆炸的形式極快的進行。圖（3）說明在溫度不太高時，速率隨溫度的升高而加快，到達一定的溫度，速率反而下降。如多相催化反應和酶催化反應。圖（4）說明速率在隨溫度升到某一高度時下降，再升高溫度，速率又迅速增加，可能發(fā)生了副反應。圖（5）說明溫度升高，速率反而下降。這種類型很少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。10.4.2活化能Ea[10]??(1)定義上式表明lnk隨T的變化率與Ea成正比，即活化能越高，則反應速率隨溫度的升高增加得越快，反應速率對溫度越敏感。若同時存在幾個反應，則高溫對活化能高的反映有利，低溫對活化能低的反應有利。⑵基元反應活化能的意義阿倫尼烏斯設(shè)想：化學家阿倫尼烏斯反應物分子分為：活化分子——相互碰撞可發(fā)生化學反應；非活化分子——相互碰撞不能發(fā)生化學反應。由非活化分子轉(zhuǎn)變?yōu)榛罨肿铀枰哪芰烤褪腔罨?。一定溫度下，活化能越大，活化分子所占的比例和反應速率常?shù)就越小；溫度越高，活化分子所占的比例和反應速率常數(shù)就越大。兩個HI分子的趨近需克服H與H之間的斥力，H與I之間的引力。同樣，它的逆反應也需克服逆反應的活化能。對基元反應2HI?0?3 H2+2I.,若反應是可逆的，則正、逆元反應的活化能及反應可表示為圖10.4-2。Ea,1Ea,-1Q2HII--H--H--IH2+2I. 圖10.4-2 正、逆元反應的活化能及反應Ea,1、Ea,-1為正逆反應的活化能，Q= Ea,1-Ea,-1 為反應的摩爾恒容熱。10.4.3活化能與反應熱的關(guān)系假設(shè)有一正逆都可進行的反應υ1=υ－1時，反應達動態(tài)平衡，即得平衡常數(shù)：溫度不變時Kc為常數(shù)根據(jù)KC = k1 / k－1 和Arrhenius 公式：又有化學反應的范特霍夫方程：化學家范特霍夫所以：

溶質(zhì)溶解在溶劑中，就會使溶劑的性質(zhì)發(fā)生變化。例如，在一定量的溶劑中溶解一定量的溶質(zhì)以后，所形成溶液的蒸氣壓就比純?nèi)軇┑牡鸵恍?；溶液的沸點比純?nèi)軇┑母咭恍?；溶液的凝固點比純?nèi)軇┑牡鸵恍?。對于非電解質(zhì)的溶液來說，蒸氣壓降低的數(shù)值與溶液的重量摩爾濃度成正比，如果溶質(zhì)是酸、堿、鹽，則實驗測得的數(shù)值與理論計算值會產(chǎn)生相當大的偏差。而且酸、堿、鹽的稀溶液的蒸氣壓降低、沸點升高、凝固點下降都比同濃度的非電解質(zhì)溶液的數(shù)值要大些。通常把酸、堿、鹽一類溶液的這種性質(zhì)稱為“反常行為”，溶液越稀，“反常程度”越突出。荷蘭化學家范霍夫指出：在計算溶液的蒸氣壓降低、沸點升高、凝固點下降、滲透壓時，應該引入校正系數(shù)，溶液越稀，校正系數(shù)越大。但是他并不能從理論上解釋，為什么會存在這些“反常行為”？為什么必須使用校正系數(shù)？解決這個問題的是范霍夫同時代的化學家阿累尼烏斯。1859年2月19日阿累尼烏斯生于瑞典烏普薩拉附近的維克城堡，父親是烏普薩拉大學的學監(jiān)。他從小非常聰明，17歲考入烏普薩拉大學，1978年畢業(yè)后，由于烏普薩拉大學在化學的教學和研究中相當?shù)谋Ｊ?，這樣就促使阿累尼烏斯離開了這所古老的大學，來到瑞典科學院物理研究所，擔任埃德倫德教授的助手。當時，埃德倫德正在研究和測量溶液的電導，在他的指導下，阿累尼烏斯于1882年開始研究濃度很稀的電解質(zhì)溶液的電導，并于1883年寫出了博士論文《電解質(zhì)的導電性研究》，提出了電解質(zhì)在水溶液中自動離解成游離的帶電粒子的概念。對電解質(zhì)電離的研究，可以追溯到法拉弟時代。法拉弟在研究電解反應時，把電解以前未被分解的物質(zhì)叫做電解質(zhì)，意思是這種物質(zhì)乃是用電流能夠使它分解的物質(zhì)。他還認為，溶液中的電流是由帶電荷的被分解的物質(zhì)輸送的，這種物質(zhì)叫做離子，它的含義是被電流分解出來的物質(zhì)。后來希托夫德和柯爾勞希20000060_0336_1德都研究過離子在溶液中的遷移，但是他們也都認為離子是通電后產(chǎn)生的。在眾多的研究電解質(zhì)電離的化學家中，只有A．威廉森20000060_0337_0英和克勞胥斯德具有與阿累尼烏斯相類似的見解。他們認為：電解質(zhì)的分子與形成它們的原子之間存在著動態(tài)平衡，電解質(zhì)分子與鄰近的分子之間不斷地交換原子，因此分子的離解和原子的化合永遠在連續(xù)不斷地進行。但是，他們又認為這些離解出來的原子只能在很短的時間內(nèi)存在，即他們只相信電解質(zhì)只有極小的離解度，認為在常溫下溶液中的分子不可能大量的離解。阿累尼烏斯正是在前人的基礎(chǔ)上，通過研究電解質(zhì)溶液的導電性，發(fā)展了電離理論。他的觀點與法拉弟、希托夫、柯爾勞希的差別在于：后面三位科學家認為離子是通電以后產(chǎn)生的；阿累尼烏斯則認為，在通電以前，電解質(zhì)就已經(jīng)在水溶液中離解了。阿累尼烏斯的觀點與A．威廉森和克勞胥斯的區(qū)別在于：后者認為電解質(zhì)在水溶液中的離解度極小；前者則認為離解度很大，而且溶液越稀，離解度越大。阿累尼烏斯的新觀點在當時的化學界引起了很大的爭論