大學4化學反應速率(2)(編輯修改稿)
2025-02-09 18:49 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 )A(kcdt )A(dcr ???kt)1l g()A(c)A(clg0?????k2/1 ?3. 二級反應 A + B → P 2)A(kcdt)A(dcr ???kt)A(c 1)A(c 10??02/1 )A(kc1t ?c(A)0=c(B)0 時 反應級數(shù) 速率方程 c(A)~t 關系式 半衰期 0 1 2 kdt )A(dc ??k2)A(c 0)A(kcdt )A(dc ?? k2)A(kcdt)A(dc ??0)A(kc1kt)A(c)A(c 0 ??kt)A(clg)A(clg0 ??kt)A(c 1)A(c 10??45 反應速率理論簡介 1. 碰撞理論 (collision theory) 以氣體分子運動論為基礎，僅適用于簡單的氣體雙分子反應。 （ 1）反應物分子的碰撞是反應進行的先決條件，反應速率與碰撞頻率成正比。 ZAB ＝ Z0c(A)c(B) （ 2）只有能量足夠大的“分子組”相碰才是有效碰撞。 反應體系中能量較高且能發(fā)生反應的分子稱為 活化分子 ，活化分子的最低能量與體系中分子的平均能量之差稱為 活化能(activated energy)。 RT/E aef ??總碰撞頻率有效碰撞頻率能量因子 （ 3） 分子碰撞時必須處于有利方位才能發(fā)生有效碰撞 。 )B(c)A(kceP)B(c)A(cZfPZr RT/E0 a??????? ? 只有能量足夠 、 方位適宜的分子對相碰才能發(fā)生有效碰撞 。 慢 2. 過渡狀態(tài)理論 (transition state theory) 反應物分子在相互接近時必須先經(jīng)過一個中間過渡狀態(tài) , 即形成一種活化配合物 , 然后再轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物。 A+BC [A… B… C] AB+C 快 活化配合物 EaEa39。A + B CA B + C[ A B C ]勢能39。aa EEH ???活化能 ： 反應活化過程吸收的能量 , 或者說 ， 活化配合物的最低能量與反應物平均能量之差 。 NOTE: 碰撞理論著眼于相撞分子組的平動能 ， 而過渡狀態(tài)理論著眼于分子相互作用的位能 。 它們都能說明一些實驗現(xiàn)象 ，但理論計算與實驗結(jié)果相符的還只限于很少的幾個簡單反應 。 溶液相和固相反應 溶液反應中溶質(zhì)分子不能自由運動 ， 所以碰撞機會少得多 。 但溶劑卻能發(fā)揮特殊的作用 ， 當溶質(zhì)分子經(jīng)擴散一旦碰撞 ， 就被包圍在溶劑分子的 “ 籠中 ” 而能多次碰撞 ， 稱為 “ 籠效應 ” 。 固態(tài)物質(zhì) 、 微粒間直接碰撞的機會更少 ， 因此固相發(fā)應只限于接觸界面 ， 所以往往采用壓片 、 燒結(jié) 、 研磨 、 加溫 、
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