無機化學第七章化學動力學基礎-資料下載頁
2025-01-18 01:57本頁面
【正文】 3。mol1。 活化能小于 40kJmol1的反應化學反應速度很大?；罨艽笥?400kJmol1的反應化學反應速度很慢?；罨艽笮∈俏镔|(zhì)結構的反映。 碰撞理論和過渡態(tài)理論 如：下列合成氨反應的活化能為 N2（ g） +3H2（ g） ?2NH3（ g）Ea=330kJ/mol 該反應的 ?G? = ?H? = 這表明 行 （ ?G? 0） 且若進行 ,可放出熱量 。 但是它的活化能高達 330kJ/mol致使氮和氫的活化分子百分數(shù)很小 ， 有效碰撞也極少 ， 反應速率極小 。 由此可見 ， 要實現(xiàn)某些能自發(fā)進行的反應 ， 活化能是個值得考慮的重要因素 。 活化能具有廣度性質(zhì) ， 因此方程式的不同寫法活化能亦不同 。 碰撞理論和過渡態(tài)理論 二 、 過渡態(tài)理論 由反應物到產(chǎn)物的反應過程 ， 必須通過一種過渡狀態(tài) ,即反應物分子活化形成活化配合物的中間狀態(tài) 。 如 :A+B— C?[A… B… C]===A— B+C 反應物 活化配合物 產(chǎn)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 。 這種活化配合物位能很高 ， 所以很不穩(wěn)定 ， 它可能重新變回原來的反應物 （ C，AB） ， 也可能分解 成產(chǎn)物 （ AC， B） 。 化學反應速度取決于活化配合物的濃度 、 活化配合物分解的百分率 、 活化配合物分解的速度 。 76 催化劑對反應速率的影響 一 、 催化劑 凡能改變反應速度的而本身的組成和質(zhì)量在反應前后保持不變的物質(zhì) ， 稱為催化劑 。 催化劑能改變反應速度的作用稱為催化作用 。 2 K C lO 3 M n O 2 K C l O 232 +S O 2 S O 3V 2 O 52 2+ O2如 : 催化劑為什么能改變化學反應速度呢 ？ 許多實驗測定指出 ， 催化劑之所以能加速反應 。 是因為它參與了變化過程 ， 改變了原來反應的途徑 ， 降低了反應的活化能 。 催化劑對反應速率的影響 如 :A+B→ AB這個化學反應 ,無催化劑存在時是按照 途徑 I進行的 ,它的活化能為 Ea,當有催化劑 K存在時 ,其反應機理發(fā)生了變化 ,反應按照途徑 II分兩步進行 。 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 。 由于加入催化劑有些反應可加快的步驟是驚人的 。 如 :HI分解反應，若反應在 503K進行，無催化劑時，活化能是 184kJmol1,以 Au粉為催化劑時，活化能降低至 mol1由于活化能降低約80kJmol1致使反應速度增大約 1千萬倍。 催化劑對反應速率的影響 所以： 。 ， 不能改變反應的始態(tài)和終態(tài) 。 ?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)。催化劑的使用純屬動力學問題 。 反應對于熱力學計算不能發(fā)生的反應 ， 使用任何催化劑都是徒勞的 ， 催化劑只能改變反應途徑 ， 而不能改變反應發(fā)生的方向 。
公司管理相關推薦
鄂ICP備17016276號-1