化学反应速率 (5)课件.ppt

关于化学反应速率 (5)
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Chap 3 化学反应速率 Rate of Chemical Reaction
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碰撞理 + bB = cC + dD
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一、 有效碰撞理论
①反应是通过反应物分子彼此碰撞而发生的，其中能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
②发生有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子的百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。
反应速率理论简介
③活化分子所具有的最低能量(E*, EC)与整个反应物分子的平均能量(E平)之差，称为实验活化能或Arrhenius活化能，简称活化能(Ea)。
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有效碰撞理论中的活化能
活化能：活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差， 称为该反应的活化能,符号Ea。 单位：kJ·mol-1
（本书将活化分子具有的最低能量称为临界能Ec）
相同条件下，Ea越大，活化分子百分数(f）越小，反应越慢。反之，Ea越小，f 越大，反应越快。
Ea的大小与反应本性(物质的分子结构、化学键)有关。Ea只能由实验来确定。
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发生有效碰撞的条件
①反应物分子必须具有足够大的能量。
只有能量足够大的分子在碰撞时，才能以足够大的动能去克服上述的电性排斥力，而导致原有化学键的断裂和新化学键的形成。
②反应物分子要以适当的空间取向而发生碰撞。
如： NO+O3= NO2+O2
NO和O3分子要发生定向碰撞，即O3中的O原子与NO中的N原子相碰才能发生反应。
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NO(g) + O3 = NO2(g) +O2(g)
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有效碰撞理论总结
只有能量足够，方位合适的分子的碰撞才
是有效碰撞。
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分子能量分布曲线
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碰撞理论的优、缺点
优点：直观、明了，易于接受;
缺点：模型过于简单。把分子简单地看成没有内部结构的刚性球体，要么碰撞发生反应，要么发生弹性碰撞。“活化分子”本身的物理图像模糊。
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由反应物分子变为产物分子的化学反应并不完全是简单的几何碰撞，而是旧键的破坏与新键的生成的连续过程。
2. 当具有足够能量的分子以适当的空间取向靠近时，要进行化学键重排，能量重新分配，形成一个过渡状态的活化配合物。
3. 过渡状态的活化配合物是一种不稳定状态。
可形成生成物，也可回到反应物。
二、过渡态理论
反应速率理论简介
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如: A+ B-C  [A…B…C] = A-B +C
　　 反应物 活化配合物 产物
在活化配合物中，原有化学键被削弱但未完全断裂，新的化学键开始形成但尚未完全形成（用虚线表示）。
二、过渡态理论
反应速率理论简介
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Energy
Reaction coordinate
Reactants
Products
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:
①活化配合物的浓度：浓度越大，反应速率越大。
②活化配合物分解成产物的几率：几率越大，反应速率越大。
③活化配合物分解成反应物的速率：速率越小，反应速率越大。
二、过渡态理论
反应速率理论简介
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反应进程势能图
= E正 – E逆
2. 微观可逆性原理
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实验活化能
反应物分子须经过一个活化中间状态才能转化为产物，该中间状态即活化分子。
由普通反应物分子转变为活化分子需吸收的能量即活化能Ea。
根据活化能的大小，和反应能量变化曲线，可以知道反应是吸热的还是放热的，以及反应速率的相对快慢。
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缺点：活化配合物的结构无法确定，方法过于复杂，应用受到限制。
过渡态理论的优、缺点
优点：吸收了碰撞理论中合理的部分，给活化能一个明确的模型；将微观结构与反应速率理论结合起来，这是比碰撞理论先进的一面。
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浓度