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    之前文章介紹了濃度、溫度、催化劑劑等外界條件對反應(yīng)速率的影響，為什么這些條件的改變能影響反應(yīng)速率呢？下面將簡單討論反應(yīng)速率的碰撞理論和活化配合物理論。

碰撞理論
    碰撞理論是以分子運(yùn)動論為基礎(chǔ)的。碰撞理論認(rèn)為：任何化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生其必要條件是反應(yīng)物分子相互碰撞，反應(yīng)速率與反應(yīng)物分子間的碰撞頻率有關(guān)。根據(jù)氣體分子運(yùn)動論的計(jì)算表明，單位時(shí)間內(nèi)分子間的碰撞次數(shù)是很大的。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，每秒鐘每升體積分子間的碰撞可達(dá)10³²次或更多。碰撞頻率如此之大，顯然不可能每次碰撞都發(fā)生反應(yīng)，否則所有的反應(yīng)將會在瞬間完成。
    實(shí)際上，在無數(shù)次的碰撞中，大多數(shù)碰撞并不導(dǎo)致反應(yīng)的發(fā)生，只有少數(shù)分子間的碰撞才能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞。能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子。活化分子與普通分子的主要差別在于它們具有不同的能量，見圖1－1、圖1－2。

    圖1－1所示的是在一定溫度下分子能量的分布情況。圖中橫坐標(biāo)為能量，縱坐標(biāo)是單位能量范圍內(nèi)的分子分?jǐn)?shù)，E_平均表示在該溫度下分子的平均能量。由圖1－1可見，具有很低能量或很高能量的分子都很少，大部分分子的能量接近于平均值。只有當(dāng)兩個(gè)相碰撞的反應(yīng)物分子的能量等于或大于某一特定的能量值E_最低時(shí)，才有可能發(fā)生有效碰撞，這種具有等于或大于E_最低能量的分子稱作活化分子。E_最低即為活化分子具有的最低能量。圖中陰影部分的面積表示活化分子的分子分?jǐn)?shù)?；罨肿泳哂械淖畹湍芰颗c分子的平均能量之差（E_最低－E_平均）就稱為反應(yīng)的活化能。
    每一個(gè)反應(yīng)都有其特有的活化能。從圖1－2可以看出，若反應(yīng)的活化能越大，E_最低在圖中橫坐標(biāo)的位置就越靠右右，對應(yīng)曲線下的面積就越小，活化分子分?jǐn)?shù)就越小，單位時(shí)間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)越少，反應(yīng)速率也就越慢。反之，活化能越小，反應(yīng)速率就越快。一般化學(xué)反應(yīng)的活化能約在40～400kJ／mol之間?；罨苄∮?0kJ／mol的反應(yīng)，反應(yīng)速率很快，可瞬間進(jìn)行，如中和反應(yīng)等。
    在討論化學(xué)反應(yīng)的快慢時(shí)，除了考慮分子的碰撞頻率和活化能以外，還要考慮分子的碰撞方位。即反應(yīng)物分子碰撞而起反應(yīng)，它們彼此間的取向必須適當(dāng)。

活化配合物理論
    活化配合物理論又稱為過渡狀態(tài)理論。該理論認(rèn)為，反應(yīng)物分子要發(fā)生碰撞而相互靠近到定程度時(shí)，分子所具有的動能轉(zhuǎn)變?yōu)榉肿娱g相互作用的勢能，系統(tǒng)的勢能增加。分子中原子間的距離發(fā)生了變化，I舊鍵被削弱，同時(shí)新鍵開始形成。這時(shí)形成了活化配合物，見圖1－3。

    圖1－3中E₁表示反應(yīng)物分子的平均能量，E₂表示產(chǎn)物分子的平均能量，E₃表示活化配合物的平均能量。E₃－E₁＝E_a，E_a為正反應(yīng)的活化能。E₃－E₂＝E_a逆，E_a逆為逆反應(yīng)的活化能。E_a－E_a逆＝△H，△H就是該反應(yīng)的焓變。
    活化配合體是反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物的過程中，分子構(gòu)型發(fā)生連續(xù)變化時(shí)的一種表現(xiàn)，所以又稱為過渡狀態(tài)?；罨浜象w分子具有較高的能量，它不穩(wěn)定，會很快分解為產(chǎn)物分子，也可能分解為反應(yīng)物分子，使系統(tǒng)的能量降低。由此可見，只有反應(yīng)物分子具有足夠的能量克服形成活化配合體的能壘，才有可能使舊鍵破裂，新鍵形成，得到生成物分子。

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