三章化學(xué)平衡化學(xué)反應(yīng)速率

第三章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

3.1化學(xué)平衡3.2化學(xué)平衡移動3.3化學(xué)反應(yīng)速率及其表示法3.4濃度對反應(yīng)速率的影響3.5反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系3.6溫度對反應(yīng)速率的影響3.7反應(yīng)速率理論簡介3.8催化劑對反應(yīng)速率的影響3.1化學(xué)平衡3.1.1化學(xué)平衡的特征3.1.2標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)及其有關(guān)的計算3.1.3多重平衡規(guī)則

化學(xué)平衡一、可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡1.可逆反應(yīng)：在一定條件下既能向正反應(yīng)進(jìn)行，又能向逆反應(yīng)進(jìn)行的反應(yīng)。幾乎所有的反應(yīng)都是可逆的，只不過可逆的程度不同而已。2.化學(xué)平衡：正逆反應(yīng)速率相等時的狀態(tài)。3.1.1化學(xué)平衡的特征3、化學(xué)平衡的鮮明特點化學(xué)平衡是

rG=0的狀態(tài)。(2)化學(xué)平衡是動態(tài)平衡。平衡時反應(yīng)仍在進(jìn)行，只不過v正=v逆(3)平衡是相對的、有條件的。當(dāng)外界條件改變，平衡就會被破壞，直至在新的條件下建立新的平衡。(4)平衡狀態(tài)是封閉體系可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度。

化學(xué)平衡3.1.2標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)及其有關(guān)計算反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，則

rG=0，由上式可得：令Qeq=KθKθ稱為標(biāo)準(zhǔn)衡常平數(shù)，等于平衡時的活度商。對于一給定反應(yīng)，在一定溫度下是一常數(shù)。

化學(xué)平衡標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的表達(dá)式★

對于溶液中的反應(yīng)★

對于氣相反應(yīng)aA＋

bBcC＋

dD

化學(xué)平衡(2)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ用以定量表達(dá)化學(xué)反應(yīng)的平衡狀態(tài)。Kθ值越大，平衡混合物中生成物越多而反應(yīng)物越少，反之亦然?！?/p>

對復(fù)相反應(yīng)

Payattention!(3)Kθ是量綱為1的量,是溫度的函數(shù)，與濃度、分壓無關(guān)。

aA(s)＋

bB(aq)cC(aq)＋

dD(g)(1)Q和Kθ

表達(dá)式相同，但意義不同，Q是指反應(yīng)開始時活度的比值，Kθ是指反應(yīng)達(dá)平衡時活度的比值。

化學(xué)平衡(4)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式必須與化學(xué)反應(yīng)計量式相對應(yīng)

化學(xué)平衡例3-1（p.46）：課后自己看。例3-2（p.46）：已知反應(yīng)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)在1123K時，Kθ

=1.0，先將2.0molCO和3.0molH2O(g)混合，并在該溫度下達(dá)平衡，試計算CO的轉(zhuǎn)化百分率。n0/mol2.03.000neq/mol2.0－x3.0－xxx解：設(shè)平衡時H2為xmolCO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

化學(xué)平衡X=1.2mol

化學(xué)平衡

化學(xué)平衡例3-3（p.47）：PCl5(g)的熱分解反應(yīng)為PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)，將3.14gPCl5裝入1.00L密閉容器中，在500K時達(dá)平衡，測得總壓力為120kPa。求此反應(yīng)在該溫度下的Kθ和PCl5解離率。解：未分解前PCl5的分壓為

化學(xué)平衡設(shè)平衡時PCl3的分壓為xkPaPCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)peq/kPa62.7-x

x

x

62.7-x+x+x=120x=57.3

化學(xué)平衡例3-4:在60℃時，反應(yīng)H2S(g)+I2(s)2HI(g)+S(s)

的Kθ=1.30×10-5，試計算2molH2S和過量的I2在60℃

和總壓力為100kPa時混合，達(dá)平衡時可制取S的質(zhì)量。

解：設(shè)達(dá)平衡時S為xmolH2S(g)+I2(s)2HI(g)+S(s)n0/mol2.000neq/mol2.0-x2xx氣體n總

2.0+xmol

化學(xué)平衡根據(jù)x=3.61×10-3molS的質(zhì)量3.61×10-3×32.06=0.116克

化學(xué)平衡例3-5：在容積為5.00L的容器中裝有等物質(zhì)的量的PCl3(g)和Cl2(g)，在523K下反應(yīng)：PCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)達(dá)平衡時，p(pCl5)=Pθ，Kθ=0.56，求(1)開始裝入的PCl3和Cl2的物質(zhì)的量，(2)PCl3的平衡轉(zhuǎn)化率。解：(1)設(shè)PCl3(g)及Cl2(g)的始態(tài)分壓為xPaPCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)p0/Paxx0peq/Pax-pθ

x-pθpθ

化學(xué)平衡

化學(xué)平衡

化學(xué)平衡3.1.3多重平衡規(guī)則反應(yīng)式相加減，對應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)相乘除。（1）（2）（3）（1）+（2）＝（3）

化學(xué)平衡（1）+（2）＝（3）同理：（1）－（2）＝（3）例(3-6)：見課本P48

化學(xué)平衡3.2化學(xué)平衡的移動3.2.1化學(xué)平衡移動方向的判斷3.2.2化學(xué)平衡移動程度的計算

化學(xué)平衡的移動3.2.1化學(xué)平衡移動方向的判斷

一切平衡都是相對的、暫時的。當(dāng)外界條件改變時，舊的平衡被打破而在新的條件下建立新的平衡，這一過程叫做化學(xué)平衡的移動。平衡移動的原理：假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，平衡就向減弱這個改變的方向移動。

化學(xué)平衡的移動3H2(g)+N2(g)2NH3(g)

rHm

=

－92.2kJ·mol-1

增加H2的濃度，平衡向右移動；增加系統(tǒng)總壓力，平衡向右移動；升高系統(tǒng)溫度，平衡向左移動。

化學(xué)平衡的移動Q=Kθ

rG=0

平衡狀態(tài)Q＜Kθ

rG＜0

平衡正向移動Q＞Kθ

rG＞0

平衡逆向移動改變濃度和壓力，不改變反應(yīng)的Kθ，而是Q發(fā)生改變，使Q≠Kθ

，平衡發(fā)生移動。改變溫度，Kθ發(fā)生改變，Q≠Kθ

，平衡發(fā)生移動。

化學(xué)平衡的移動例3-5（p.49）：在298K，100L的密閉容器中沖入NO2，N2O，O2各0.10mol，試判斷下列反應(yīng)的方向。

2N2O(g)+3O2(g)4NO2(g)已知該反應(yīng)在298K時Kθ=1.6解：

化學(xué)平衡的移動Q＞Kθ

rG＞0

反應(yīng)逆向進(jìn)行

化學(xué)平衡的移動1.濃度的影響

增大反應(yīng)濃度或減少生成物濃度時平衡將沿正反應(yīng)方向移動；減小反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度時平衡則沿逆反應(yīng)方向移動。例如BiCl3水解生成不溶性的BiOCl和鹽酸的反應(yīng)：BiCl3(aq)＋

H2O(l)BiOCl(s)＋

2HCl(aq)

加水加鹽酸3.2.2化學(xué)平衡移動程度的計算

化學(xué)平衡的移動例3-6（p.49)：已知反應(yīng)PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)，在523K時，Kθ=27。求(1)0.70molPCl5注入2.0L的密閉容器中，平衡時PCl5分解百分率為多少？(2)若在上述容器中再注入0.20molCl2

，PCl5分解百分率又為多少？解：(1)設(shè)平衡時PCl3為xmolPCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)neq/mol0.70-x

x

x

化學(xué)平衡的移動

化學(xué)平衡的移動(2)設(shè)平衡時PCl3為ymolPCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)neq/mol0.70-y

y0.20+y

化學(xué)平衡的移動例3-7：反應(yīng)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)25℃時,的=3.2。當(dāng)c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,

c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1時反應(yīng)向哪一方向進(jìn)行?解：計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向,反應(yīng)正向進(jìn)行

化學(xué)平衡的移動2.壓力的影響

壓力變化對平衡的影響實質(zhì)是通過濃度的變化起作用。改變壓力對無氣相參與的系統(tǒng)影響甚微。如果壓縮體積使平衡系統(tǒng)的總壓力增至原來的2倍,則3H2(g)＋

N2(g)2NH3(g)即,導(dǎo)致反應(yīng)向生成氨的方向移動。

化學(xué)平衡的移動例3-8：若給已達(dá)到平衡的反應(yīng)中引入惰性氣體，則平衡如何移動？答：★

對恒溫恒容下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，反應(yīng)物和生成物pB不變，平衡不移動；★

對恒溫恒壓下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應(yīng)物和生成物分壓減小，如果，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。

化學(xué)平衡的移動

溫度對化學(xué)平衡的影響與濃度、壓力不同，溫度改變，平衡常數(shù)改變。推導(dǎo)：

rG

=－RTlnK

；

rG

=

rH

－T

rS

設(shè)在溫度為T1時K1θ；溫度為T2時K2θ經(jīng)推導(dǎo)得：3.溫度的影響

化學(xué)平衡的移動ΔrHmθ＜0

放熱反應(yīng)溫度升高K

減小Q＞K

平衡左移溫度降低K

增大Q＜

K

平衡右移ΔrHmθ

＞

0

吸熱反應(yīng)溫度升高K

增大Q＜

K

平衡右移溫度降低K

減小Q＞K

平衡左移

化學(xué)平衡的移動例3-9（p.50)：試計算反應(yīng)CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)在800K時的K

。解：

CO2(g)H2(g)CH4(g)H2O(g)

fHm

(kJ·mol-1)－393.50－74.8－241.8Sm

(J·K-1·mol-1)213.6130186.2188.7

fGm

(kJ·mol-1)－394.40－50.8－228.6

rHm

=(－74.8)+2×(－241.8)－(－393.5)=－164.9kJ·mol-1

rGm

=(－50.8)+2×(－228.6)－(－394.4)=－

113.6kJ·mol-1

化學(xué)平衡的移動

化學(xué)平衡的移動方法二

rSm

=[186.2+2×188.7]－[213.6+4×130]=－170J·K-1·mol-1

rG

800=

rH

－T

rS

=－164.9－

800×(－170)×10-3

=－

27.3kJ·mol-1

化學(xué)平衡的移動3.3化學(xué)反應(yīng)速率及其表示法

宏觀：熱力學(xué)、動力學(xué)熱力學(xué)：過程的能量交換(

H)、過程的方向(

G)、過程的限度(K)---可能性。

動力學(xué)：反應(yīng)速率（快慢）---現(xiàn)實性。

化學(xué)反應(yīng)速率例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)△H

=-92.22kJ.mol-1（放熱）△G

=-33.0kJ.mol-1△G

=-RTlnK

K

=6.1

105但實際上，常溫，常壓，觀察不到反應(yīng)。

化學(xué)反應(yīng)速率熱力學(xué)不涉及時間，當(dāng)然不涉及反應(yīng)速率和轉(zhuǎn)化速率。反應(yīng)速率和轉(zhuǎn)化速率是化學(xué)動力學(xué)研究的核心問題。反應(yīng)速度因不同的反應(yīng)而異:

火藥爆炸——瞬間中和反應(yīng)——幾秒高溫固相合成無機或有機材料——小時橡膠老化——年石油,煤的形成——幾百萬年

化學(xué)反應(yīng)速率反應(yīng)速率：指化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢。轉(zhuǎn)化速率：反應(yīng)進(jìn)度隨時間的變化率。

對于等容反應(yīng)，由于反應(yīng)過程中體積始終不變，可以用單位體積內(nèi)的轉(zhuǎn)化率來表示反應(yīng)的快慢，稱之為反應(yīng)速率，即：ν為化學(xué)計量數(shù)，反應(yīng)物ν為負(fù)，生成物ν為正；

c：為物質(zhì)濃度的變化，單位為mol·L-1；

t：為時間的變化，單位可以為s、min、h等。

化學(xué)反應(yīng)速率平均速率和瞬間速率：例：表示一段時間內(nèi)物質(zhì)濃度是變化速率，是平均速率。時，即

t無限小時，所得的平均速率即為瞬時速率。

化學(xué)反應(yīng)速率瞬時速率：平均速率：單位：對于氣相反應(yīng)，也可用氣體的分壓代替濃度。如反應(yīng)：N2O5(g)→N2O4(g)+1/2O2(g)

化學(xué)反應(yīng)速率瞬時速率只能用作圖的方法得到。例3-10（p.52)：N2O5分解反應(yīng)為：

2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)在340K測得的實驗數(shù)據(jù)如下：t/min012345c(N2O5)/(mol·L-1)1.000.700.500.350.250.17

試計算該反應(yīng)在2min之內(nèi)的平均速率和1min時的瞬時速率。

化學(xué)反應(yīng)速率

解：以c(N2O5)為縱坐標(biāo)，以t為橫坐標(biāo)，可得到濃度隨時間變化的曲線。1.00.80.60.40.20012345t/minc(N2O5)/(mol·L-1)

化學(xué)反應(yīng)速率2min之內(nèi)的平均速率為：在曲線上任一點作切線，其斜率即為dC/dt。1min時：1min時的瞬時速率為：

化學(xué)反應(yīng)速率3.4濃度對反應(yīng)速率的影響

不同反應(yīng)的反應(yīng)速率不同（取決于反應(yīng)物本身的性質(zhì))；同一反應(yīng)的反應(yīng)速率受濃度、壓力、溫度和催化劑的影響。

3.4.1基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)非基元反應(yīng)的每一步均為基元反應(yīng)，所以非基元反應(yīng)可以看成是由幾個基元反應(yīng)組成的。

基元反應(yīng)—即一步完成的反應(yīng)非基元反應(yīng)—分若干個步驟進(jìn)行的反應(yīng)，又稱“復(fù)雜反應(yīng)”或“復(fù)合反應(yīng)”。

濃度對反應(yīng)速率的影響3.4.1基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)NO2+CO==NO+CO2可一步完成，為基元反應(yīng)。2NO+2H2==N2+2H2O分三步進(jìn)行,為非基元反應(yīng)。

(1)2NO==N2O2

快

(2)N2O2+H2==N2O+H2O慢

(3)N2O+H2O==N2+H2O快

濃度對反應(yīng)速率的影響基元反應(yīng)的反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度以方程式中化學(xué)計量數(shù)為乘冪的乘積成正比。3.4.2質(zhì)量作用定律基元反應(yīng)：aA+bB→dD+eE速率方程式中：cA、cB為A、B的濃度，單位為mol·L-1基元反應(yīng)速率方程可由方程式直接寫出

例如：基元反應(yīng)CO(g)+NO2(g)=CO2(g)+NO(g)

V正=k正c(CO)c(NO2)

V逆=k逆c(CO2)c(NO)

濃度對反應(yīng)速率的影響3.4.3非基元反應(yīng)速率方程的確定

非基元反應(yīng)的速率方程由實驗確定，有多種方法，比較簡單的方法是改變物質(zhì)數(shù)量比法。例如：aA+bB=dD+eE設(shè)速率方程為：v=kCAx·CBy實驗時，先保持A的濃度不變，改變B的濃度測定反應(yīng)速率，可確定y，同樣可確定x。

濃度對反應(yīng)速率的影響例3-11（p.54)：在堿性溶液中，次磷酸根離子分解為亞磷酸根離子和氫氣，反應(yīng)式為：

H2pO2-(aq)+OH-(aq)=HPO32-(aq)+H2(g)在一定溫度下，實驗測得下列數(shù)據(jù)：實驗編號C(H2PO2-)/mol·L-1C(OH-)/mol·L-1v/mol·L-1·S-110.100.105.30×10-920.500.102.67×10-830.500.404.25×10-7試求：（1）反應(yīng)級數(shù)和速率方程；（2）速率常數(shù)k（3）當(dāng)C(H2PO2-)=C(OH-)=0.2mol·L-1時的反應(yīng)速率。

濃度對反應(yīng)速率的影響解：（1）設(shè)反應(yīng)速率方程為：

v=kCx(H2PO2-)·Cy(OH-)將三組數(shù)據(jù)代入：(1)5.30×10-9=k(0.10)x(0.10)y(2)2.67×10-8=k(0.50)x(0.10)y(3)4.25×10-7=k(0.50)x(0.40)y

濃度對反應(yīng)速率的影響反應(yīng)速率方程為：v=kC(H2PO2-)·C2(OH-)三級反應(yīng)（2）任取一組數(shù)據(jù)代入，可求得k，現(xiàn)取第一組：

5.39×10-9=k(0.10)·(0.10)2k=5.3×10-6L2·mol-2·S-1

k是有量綱的，取決于反應(yīng)級數(shù)。（3）v=kC(H2PO2-)·C2(OH-)=5.3×10-6

×(0.2)×(0.2)2=4.2×10-8mol·L-1·s-1

濃度對反應(yīng)速率的影響（1）質(zhì)量作用定律不能直接應(yīng)用于非基元反應(yīng)，但能應(yīng)用于構(gòu)成該非基元反應(yīng)的每一個具體步驟（基元反應(yīng)）。（2）速率方程式必須以實驗為依據(jù)確定；反應(yīng)是否基元反應(yīng)，也必須以實驗為依據(jù)確定。幾點說明：（3）反應(yīng)級數(shù)：濃度項的指數(shù)a或b，分別稱為反應(yīng)對A或B的級數(shù)，指數(shù)之和(a+b)稱為該反應(yīng)的級數(shù)。

(a+b)=1：一級反應(yīng)；(a+b)=2：二級反應(yīng)

濃度對反應(yīng)速率的影響（4）反應(yīng)速率常數(shù)k

：同一反應(yīng)的k值隨溫度、溶劑和催化劑等而變。k有單位，其單位取決于反應(yīng)級數(shù)。（5）有固體和純液體參加反應(yīng)，不列入反應(yīng)速率方程中：

C(s)+O2(g)→CO2(g)v=kC(O2)（6）反應(yīng)物中有氣體，可用分壓代替濃度。上述反應(yīng)速率方程也可寫為：v=k'p(O2)

濃度對反應(yīng)速率的影響練習(xí)1.質(zhì)量作用定律適用于（）A任意反應(yīng)B基元反應(yīng)C復(fù)雜反應(yīng)D吸熱反應(yīng)2.某反應(yīng)的速率常數(shù)1.48×10-2dm-3·mol-1·s-1,則該反應(yīng)級數(shù)為（）A0級B一級C二級D三級

濃度對反應(yīng)速率的影響3.反應(yīng)A(g)+2B(g)=2D(g),速率方程為v=kc(A)c2(B)，若使密閉反應(yīng)容器體積增大一倍，則反應(yīng)速率為原來的（）A8倍B6倍C1/8倍D1/6倍4.反應(yīng)A2+2B=2D的速率方程為:v=kC(A2)C2(B),則該反應(yīng)（）A一定為基元反應(yīng)B一定是非基元反應(yīng)C不能確定是否是基元反應(yīng)D為二級反應(yīng)

濃度對反應(yīng)速率的影響3.5反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系一級反應(yīng)半衰期：反應(yīng)物消耗一般所需要的時間一級反應(yīng)特性：半衰期與反應(yīng)物初始濃度無關(guān)。反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系二級反應(yīng)：控制起始濃度cA＝cB

反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系零級反應(yīng)：反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系例3-12(P59):例3-13(習(xí)題19):反應(yīng)物濃度與反應(yīng)時間的關(guān)系3.6溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響R.T.幾乎看不到反應(yīng).

T=10K,v提高2-4倍。點燃，爆炸:T,k

,v

根據(jù)實驗，人們發(fā)現(xiàn)，溫度升高反應(yīng)速率增大。溫度對反應(yīng)速率的影響是影響反應(yīng)速率常數(shù)k

溫度對反應(yīng)速率的影響A

：指前因子；Ea：反應(yīng)的活化能

阿累尼烏斯提出了速率常數(shù)與溫度之間的關(guān)系式，即阿累尼烏斯公式：

溫度對反應(yīng)速率的影響對取自然對數(shù)，得：換底為常用對數(shù)：

直線斜率當(dāng)溫度變化不大時，A和Ea可看成為常數(shù)，則lg(k/[k])~1/T成直線關(guān)系，由直線的斜率可求Ea、由截距可求得A。

溫度對反應(yīng)速率的影響例3-12(p.60)：實驗測得反應(yīng)

CO(g)+NO2(g)=CO2(g)+NO(g)在不同溫度下的速率常數(shù)，求此反應(yīng)的活化能。解：作lnk～1/T圖，為一直線

642

lnk0-2-41/T×103

1.01.21.41.6

溫度對反應(yīng)速率的影響直線的斜率為：

溫度對反應(yīng)速率的影響反應(yīng)的活化能可利用阿侖尼烏斯公式直接計算得到：若已知T1時的k1；T2時的k2

溫度對反應(yīng)速率的影響例3-13(p.61)：用例3-12的數(shù)據(jù)，運用阿侖尼烏斯公式求算活化能。解：

溫度對反應(yīng)速率的影響同理：(2)T1=700K，T2=750K可求得：

Ea=133kJ·mol-1(3)T1=800K，T2=850K可求得：

Ea=132kJ·mol-1

溫度對反應(yīng)速率的影響3.7反應(yīng)速率理論簡介碰撞理論（主要適用于氣體雙分子反應(yīng)）過渡狀態(tài)理論。

反應(yīng)速率理論簡介1918年Lewis以氣體分子運動論為基礎(chǔ)提出。發(fā)生有效碰撞的兩個基本前提:●碰撞粒子的動能必須足夠大●對有些物種而言,碰撞的幾何方位要適當(dāng)一、碰撞理論碰撞理論認(rèn)為，化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的前提是反應(yīng)物分子必須相互碰撞。但只有少數(shù)碰撞能引起反應(yīng)，這種碰撞稱為有效碰撞。反應(yīng)速率理論簡介0EN/(NE)氣體分子能量分布曲線EaEmEm*E0陰影部分的含義：活化分子的數(shù)目。橫坐標(biāo)：E代表能量縱坐標(biāo)：代表單位能量間隔內(nèi)分子的百分?jǐn)?shù)。Em：反應(yīng)物分子平均能量E0：分子達(dá)到有效碰撞的最低能量（活化分子）Em*：活化分子平均能量反應(yīng)速率理論簡介活化分子：具有較高能量，能夠發(fā)生有效碰撞，引起化學(xué)反應(yīng)的分子?；罨埽夯罨肿拥钠骄芰颗c反應(yīng)物分子平均能量之差

Ea=Em*－Em

反應(yīng)的活化能越大，活化分子百分?jǐn)?shù)越小，反應(yīng)速率越小。反之，活化能越小，反應(yīng)速率越大?；罨芘c活化分子反應(yīng)速率理論簡介反應(yīng)速率由碰撞頻率，有效碰撞占總碰撞次數(shù)的分?jǐn)?shù)和碰撞的方位3個因素決定。反應(yīng)速率理論簡介二、過渡狀態(tài)理論（活化配合物理論）

具有足夠動能的分子以適當(dāng)?shù)娜∠虬l(fā)生有效碰撞時，動能轉(zhuǎn)變?yōu)榉肿娱g相互作用的勢能，舊的化學(xué)鍵被削弱，新的化學(xué)鍵逐步形成，形成過渡狀態(tài)構(gòu)型。反應(yīng)速率理論簡介勢能反應(yīng)過程Ea（正）Ea（逆）HE1E2E*(過渡態(tài)）反映過程勢能變化示意圖

正反應(yīng)的活化能：Ea(正)=E*-E1

逆反應(yīng)的活化能：Ea(逆)=E*-E2ΔH≈

Ea(正)-

Ea(逆)反應(yīng)速率理論簡介反應(yīng)速率由碰撞頻率（Z），有效碰撞占總碰撞次數(shù)的分?jǐn)?shù)（能量因子f）和碰撞的方位因子（P）3個因素決定。

v=Z

f

PA+BC碰撞頻率與反應(yīng)物濃度成正比對于基元反應(yīng)一定溫度下，f和p為常數(shù)令則質(zhì)量作用定律反應(yīng)速率理論簡介溫度對反應(yīng)速率的影響溫度升高，活化分子數(shù)目增多，有效碰撞次數(shù)增加。溫度升高，分子運動速度加快，碰撞頻率增加。溫度升高，Z與f都增加，反應(yīng)速率增加較大。0EN/(NE)EmEm*E0T1T2>T1T2