資源簡介

(共22張PPT)
活 化 能
我們熟悉的氫氣和氧氣混合在一起會發生怎樣的反應呢？
在常溫、常壓下，即使經過幾千年，氫氣和氧氣的混合氣也不會發生反應生成水
在常溫、常壓下，氫氣可以在氧氣中安靜地燃燒
反應歷程研究表明，氫氣與氧氣的反應屬于復雜反應。
這個看似簡單的化學反應實際上是具有歷程的，大約要經歷 12 步反應才能完成。以下列出主要的四步反應：
其中的每一步反應稱為基元反應
1. 基元反應
：從微觀上看，反應物分子一般總是經過若干個
簡單的反應步驟才最終轉化為產物分子的。
能夠一步完成的反應都稱為一個基元反應。
例：反應 2HI = H2 + I2
第一步：2HI H2 + 2I·
第二步：2I· I2
自由基：
帶有單電子的原子或原子團。
基元反應與反應歷程
3. 決速步
對于由多個基元反應組成的化學反應，其反應的快慢由最慢的一步基元反應決定。
基元反應與反應歷程
2. 反應歷程
反應歷程是化學中用來描述某一化學變化所經過的全部基元反應，反應歷程又稱反應機理。
若反應A2＋B = A2B 是分兩個基元步驟完成的
第一步：A2＋c→2A (慢反應)
第二步：2A+B→A2B+c (快反應)
總反應速率由誰來決定？
1. 基元反應發生的先決條件：反應物的分子必須發生碰撞
注：并不是每一次碰撞都能發生化學反應。
碰撞理論與活化能
2 mol H2和1 mol O2混合于一個潔凈的容器內，已知常溫常壓下，每個氫分子和氧分子自身或它們之間每秒鐘平均碰撞2.355×1010次，如果每一次碰撞都能引發反應，整個容器中的氫氣和氧氣將在極短的時間內全部變成水。
大多數化學反應并不是經過簡單碰撞就能完成的，而往往經過多個反應步驟才能實現。要發生反應，對于碰撞也是有要求的。
力量不夠
方向不對
好球！
碰撞理論與活化能
能量不足
取向不合適
足夠的能量
取向合適
碰撞理論與活化能
例：反應 2HI = H2 + I2
1. 基元反應發生的先決條件：反應物的分子必須發生碰撞
注：并不是每一次碰撞都能發生化學反應。
碰撞理論與活化能
2. 有效碰撞
(1)概念：能夠發生化學反應的碰撞
(2)條件：足夠的能量；合適的取向
HI
普通分子
碰撞理論與活化能
HI
活化分子
普通分子間的碰撞，無法發生化學反應。
活化分子間的碰撞，
可能發生化學反應。
吸收能量
3. 活化分子：
能夠發生有效碰撞的分子叫活化分子。
活化分子具有較高能量。
注：能發生有效碰撞的分子一定是活化分子。
活化分子間的碰撞不一定是有效碰撞(碰撞時的取向)。
碰撞理論與活化能
思考：活化分子間的碰撞一定是有效碰撞嗎？
4. 活化能
：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均
能量之差。
能量
E1
E2
反應物分子的平均能量
生成物分子的平均能量
活化分子的平均能量
正反應的活化能
活化分子變成生成物分子放出的能量
△H = E1 – E2< 0
碰撞理論與活化能
反應熱
逆反應的活化能
用有效碰撞理論來討論一下：化學反應發生的條件？
碰撞理論與活化能
(1)內因：
反應物本身的性質
(2)外因
影響化學反應速率的因素
(主要因素)
影響速率的外因 如何影響
溫度
濃度
催化劑
接觸面積
壓強
T↑, ν ↑
c↑, ν ↑
加入催化劑，ν↑
接觸面積↑，ν ↑
p↑, ν ↑
復習鞏固
如何解釋濃度、壓強、溫度及催化劑等因素對化學反應速率的影響呢？
單位時間內有效碰撞次數越多，反應速率越快
單位體積內活化分子數增大，活化分子百分數增大
有效碰撞理論解釋化學反應發生的條件：
活化分子百分數 =
×100%
活化分子數
反應物分子總數
碰撞理論
碰撞理論
解釋濃度對化學反應速率的影響
碰撞理論
其它條件不變時
增大反應物濃度
活化分子
分子總數：
活化分子數：
活化分子百分數：
分子總數：
活化分子數：
活化分子百分數：
10
3
30%
20
6
30%
其它條件相同時，增大反應物濃度，
→單位體積內活化分子數 (活化分子百分數 )，
→單位時間有效碰撞次數 →化學反應速率 。
增加
不變
增加
增大
解釋溫度對化學反應速率的影響
碰撞理論
其它條件不變時
升高溫度
活化分子
分子總數：
活化分子數：
活化分子百分數：
分子總數:
活化分子數：
活化分子百分數：
10
3
30%
10
7
70%
其它條件相同時，升高溫度，反應物分子的能量 ，
→單位體積內活化分子數 (活化分子百分數 )，
→單位時間有效碰撞次數 →化學反應速率 。
增加
增加
增加
增大
增加
解釋壓強對化學反應速率的影響
碰撞理論
其它條件不變時
增大壓強
活化分子
分子總數：
活化分子數：
活化分子百分數：
分子總數：
活化分子數：
活化分子百分數：
10
3
30%
10
3
30%
其它條件相同時，增大壓強，
→單位體積內活化分子數 (活化分子百分數 )，
→單位時間有效碰撞次數 →化學反應速率 。
增加
不變
增加
增大
解釋催化劑對化學反應速率的影響
碰撞理論
思考：觀察下圖，為什么催化劑對化學反應速率有顯著影響？
研究表明，催化劑可以改變反應歷程，降低反應的活化能。
其它條件相同時，使用催化劑，反應的活化能 ，
→單位體積內活化分子數 (活化分子百分數 )，
→單位時間有效碰撞次數 →化學反應速率 。
降低
增加
增加
增加
增大
其他因素對化學反應速率的影響
碰撞理論
光輻照
電弧
放射線輻照
強磁場
超聲波
高速研磨
總之，向反應體系輸人能量，都有可能改變化學反應速率
單位體積內有效碰撞次數增多
單位體積內
活化分子數增大
增大反應物濃度
升高溫度
增大化學反應速率
增大氣體壓強
催化劑
單位體積內活化分子百分數增大
小結：用簡單碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素

展開更多......

收起↑