1、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=10-3 molL-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=5.8104 molL-1s-1但实验测出:v=1.210-8
2、 molL-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
3、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+BC AB+C为例说明。A+BC ABC AB
4、+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,