化学反应速率理论.ppt

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2-2反应速率理论简介,一.碰撞理论,化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是先决条件。

1918年，路易斯（G.N.Lewis）提出反应速率的碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或离子要互相碰撞。

没有粒子间的碰撞，反应的进行则无从说起。

反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快。

一.碰撞理论,例：

2HI（g）=H2（g）+I2（g）773K，cHI=10-3molL-1理论计算，HI分子间碰撞次数：

3.5108次L-1s-1如每次碰撞都发生反应，v=5.8104molL-1s-1但实验测出：

v=1.210-8molL-1s-1,所以，并非每一次碰撞都发生预期的反应，大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应，只有非常少非常少的碰撞是有效的。

一.碰撞理论,HI碰撞图,一.碰撞理论,有效碰撞的条件：

1.能量反应物分子必须具有足够的能量，才能在分子无限接近时克服电子云间的斥力，以很高的速率相互碰撞，使旧的化学键断裂，形成新的化学键，即化学反应。

这些有足够能量的分子称为活化分子。

活化分子,大多数分子具有的能量,一.碰撞理论,2.方向,活化分子只有以适当的方向相互碰撞时，反应才有可能发生。

一.碰撞理论,活化能与反应速率的关系,温度一定时，分子能量分布是不变的，故活化分子数的比例在一定的温度下是固定的。

反应的活化能越高，活化分子在所有分子中所占的百分数越小，有效碰撞的机会越小，故反应速率越小，反之亦然。

活化能较小的反应活化能较大的反应,二.过渡状态理论,过渡状态理论认为：

化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是当两个具有足够能量的分子相互接近时，要经过一个中间过渡状态，即首先形成一种活化配合物。

活化配合物是一种具有高能量的不稳定的反应物原子组合体，它一方面能很快与反应物建立热力学平衡，另一方面又能分解为新的能量较低、较稳定的生成物。

其分解生成产物的趋势大于重新变为反应物的趋势。

二.过渡状态理论,我们以任意反应：

A+BCAB+C为例说明。

A+BCABCAB+C（反应物）（过渡状态或活化配合物）（生成物）,二.过渡状态理论,E1-反应物的平均能量E2-产物的平均能量Ec-活化配合物的平均能量H-化学反应的反应热,正反应活化能：

Ea+=Ec-E1逆反应活化能：

Ea-=Ec-E2H=E2-E1=Ea+-Ea-当H0时，正反应为吸热反应当H0时，正反应为放热反应,活化配合物分子具有比反应物和生成物分子更高的能量Ec，只有反应物分子吸收足够能量时，才能“爬过”这个能垒，反应才能进行。

反应的活化能越大，能垒越高，能“爬过”能垒的反应物分子越少，反应越慢。

在催化剂反应中，由于改变了活化配合物的组成，改变了反应的机理，降低了反应活化能，从而同等地改变正、逆向反应速率。

一个反应要发生一般要经过哪些过程,例题,下列说法错误的是（）A当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时，才能发生化学反应B发生有效碰撞的分子一定是活化分子C活化分子间的碰撞一定是有效碰撞D活化分子间每次碰撞都发生化学反应E能发生有效碰撞的分子必须具有相当高的能量F活化能指活化分子多出反应物分子能量的那部分,