無機化學第七章化學動力學基礎-免費閱讀
【正文】 ?G=RTlnK 由上式可知， K不因有無催化劑而改變，即催化劑不改變平衡狀態(tài)。 A+K→AK 活化能為 E1 AK+B→AB+K 活化能為 E2 由于 E E2均小于 Ea， 所以反應速度加快了 。 如 :A+B— C?[A… B… C]===A— B+C 反應物 活化配合物 產物 碰撞理論和過渡態(tài)理論 當 C沿著 AB鍵軸方向接近時 ， A— B中的化學鍵逐漸松馳和削弱 ， 原子 C和原子 A之間形成一種新鍵 ，這時形成了 [C… A… B]的構型 ， 這種過渡狀態(tài)的構型稱為活化配合物 ?；罨艽笥?400kJ ③ 活化分子較一般分子的能量高 ， 活化分子所具有的平均能量 (E*)與整個反應物分子的平均能量 (E)之差 ， 稱為實驗活化能或 Arrhenius活化能 ， 簡稱活化能 (Ea)。k[H+][H2O2][Br]=k[H+][H2O2][Br] 即：為一個三級反應 反應歷程 對于： H2+I2?2HI的反應 I2?2I 2I?I2 2I+H2?2HI (慢反應 ) 決定步驟的反應為 2I+H2?2HI ∴ v=k’[I]2[H2] 為三級反應 變換成化學反應的速度方程 因 I2?2I為快反應 ， 即刻可達平衡 所以 k=[I]2/[I2] [I]2=k[I2] v=k’ 反應歷程 如： H2O2+2Br+2H+?2H2O+Br2 是由下列一系列基元反應構成 H++H2O2?H3O2+ （ 快反應 ） H3O2+? H++H2O2 （ 第一個基元反應的逆過程 ， 快反應 ） H3O2++Br? H2O+ HOBr (慢反應 ) HOBr+ H++Br? H2O+ Br2 (快反應 ） 由 4個基元反應組成 反應歷程 如： H2+I2?2HI I2?2I （ 快反應 ） 2I? I2 （ 快反應 ） 2I+ H2?2HI (慢反應 ) 其反應速度主要決定于速度最慢的基元反應 （ 稱決定步驟 ） 。 1989年 Arrhenius在總結大量實驗事實的基礎上指出： )e xp( RTEaAk ??取對數 : ARTEak lnln1???ARTEak 1??? 所以可看出 Ea、 R、 A為常數 。[B]n v1=k 1m 1n=k= 102 v2=k 2m 1n=k 2m= 102 21212221 ???????mvv 即 :m=1 v4=k 1m 1n= 102 v5=k 1m 2n= 102 ∴ k 2n= 102 2n= 102/k=4=22 ∴ n=2 濃度對化學反應速率的影響 例：制備光氣反應按下式進行 CO+Cl2===COCl2 實驗測得下列數據： 實驗順序 初濃度 （ mol/L） 初 速 度（ mol CH3CHO===CH4+CO v=k[C
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