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文檔簡介
1918年Lewis以氣體分子運動論為基礎提出 1 碰撞理論 二 化學反應速率理論簡介 原子 分子或離子只有相互碰撞才能發(fā)生反應 或者說碰撞是反應發(fā)生的先決條件 理論要點 只有少部分碰撞能導致化學反應 大多數(shù)反應物微粒之間的碰撞的彈性碰撞 發(fā)生碰撞的分子 只有具有足夠能量才能克服不同分子電子云之間的斥力 導致分子中的原子發(fā)生重排 能導致化學反應的碰撞叫有效碰撞 反之則為無效碰撞 單位時間內有效碰撞的頻率越高 反應速率越大 只有能量足夠大的分子才能發(fā)生有效碰撞 活化分子 Ee 分子的平均能量 Ec 活化分子所具有的最低能量 Ea 活化能 即活化分子所具有的最低能量與分子的平均能量的差值 單位均為KJ mol 1 發(fā)生有效碰撞必須具備以下兩個基本條件 反應物分子必需具有足夠大的能量 反應物分子要以適當?shù)目臻g取向發(fā)生碰撞 2 過渡狀態(tài)理論 理論要點 20世紀30年代艾林 Eyring 在量子力學和統(tǒng)計學的基礎上提出了化學反應速率的過渡態(tài)理論 化學反應不是簡單的幾何碰撞 形成一個過渡狀態(tài)的活化配合物 活化配合物是一種不穩(wěn)定的狀態(tài) A B C A B C A B C 反應物 始態(tài) 活化絡合物 過渡態(tài) 產物 終態(tài) 反應歷程 勢能圖 以反應NO2 g CO g NO g CO2 g 為例說明 NO2和CO的反應歷程 反應歷程勢能圖 反應放熱 反應吸熱 反應物的能量必須爬過一個能壘才能轉化為產物 即使是放熱反應 rH為負值 外界仍必須提供最低限度的能量 這個能量就是反應的活化能 離子反應和沉淀反應的Ea都很小一般認為Ea小于63kJ mol 1的為快速反應小于40kJ mol 1和大于400kJ mol 1的都很難測定出 一些反應的Ea 每一反應的活化能數(shù)值各異 可以通過實驗和計算得到 活化能越小 反應速率越快 Ea是動力學參數(shù) N2 g 3H2 g 2NH3 g Ea 175 5kJ mol 1 HCl NaOH NaCl H2O Ea 20kJ mol 1 2SO2 g O2 g 2SO3 g Ea 251kJ mol 1 化學反應會不會因活化分子的消耗而停止 具有各動能值分子的分布情況是由溫度決定的 溫度一定 分布情況就一定 1 反應是放熱的 隨著反應的進行體系溫度可能升高 活化分子所占的百分數(shù)不但不減小反而增加了 2 反應是吸熱的 如果維持體系溫度不變 則活化分子所占的百分數(shù)也不變 如果環(huán)境不能供應熱量 體系溫度則降低 活化分子所占的百分數(shù)
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