第二章化学反应的一般原理 ②活化分子的最低能量为E1,只有能量高于E1的分子才能发生有效碰撞。E1右侧面积为 活化分子所占比例。 ③E1与E的差值为活化能。E=E1一E平。反应的活化能越高，则反应物分子中活化分 子比例越小， E2右面积小于E1由面积)反应 速率越慢。 同的反应Ea不同， 1反应速率很快，Ea>420kJ·mol1反应速率则很慢。Ea是决定反应速率的重要因素。 反应速率还与碰撞时分子的取向有关。如：NO2(g)十CO(g)←→NO(g)十CO2,只有当C0 中的C原子与NO2中的O原子迎头相碰才会发生反应。 碰撞理论的优点 较直观地说 八 子的能量与反应速率的关系 缺点：不能说明反应过程中能量变化 2.过渡态理论 基本观点：纠正了碰撞理论中刚性球的概念，认为分子在相互接近时外层的电子云会发生变 化，使分子内键长及分子的形状发生改变。在由反应物生成产物的进程中，要经过中间过渡 态（活化态）。其能量高与反应物一般分子的能量 过渡态能量高不稳定，反应物需先克服相互靠近时电子云间强烈的斥力。所以只有能量较 高的分子，才能足够靠近而形成过渡态。 由图： 2 Ea正：正反应的活化能（过渡态能量与反应物能量之差）： E逆：逆反应的活化能（过渡态与生成物能量之差）。 F. 反应的热效应。 为吸热反应，E>E2为放热反应。吸热方向的活化能 反应)。活化能可理解为反应进行所必须克服 势能垒。活 化能越大，反应速率趣慢 碰撞理论 过渡态理论 分子接触前： 分子无变化（刚性球 分子发生变化（形成过渡态】 Ea定义： 华千的与反位物婆变塑为量与反应物分的平 主要图形： AN E反应历程 N.AF~E 图形所反映的主要内容： Ea与活化能分子所占比例的关 正逆反应的活化能，活化能与△rH的 系，体系内 能品的 映出 、T对对的影响 布。反关系，反映出催化剂对)的影响。 四、影响化学反应速率的因素 1,浓度对反应速率的影响 由质量作用定律可知，反应物浓度的升高，会使反应速率加快。如物质在氧气中的燃烧 要比在空气中燃烧的反应剧烈。从活化能的观点来看，一定温度下，活化分子百分数是一定第二章 化学反应的一般原理 21 ② 活化分子的最低能量为 E1，只有能量高于 E1 的分子才能发生有效碰撞。E1 右侧面积为 活化分子所占比例。 ③ E1 与 E 平均的差值为活化能。Ea= E1－E 平均 。反应的活化能越高，则反应物分子中活化分 子比例越小，（E2 右面积小于 E1 由面积）反应速率越慢。不同的反应 Ea 不同，Ea<42kJ·mol －1 反应速率很快，Ea>420 kJ·mol－1 反应速率则很慢。Ea 是决定反应速率的重要因素。 反应速率还与碰撞时分子的取向有关。如：NO2(g)＋CO(g) ⎯→ NO(g)＋CO2,只有当 CO 中的 C 原子与 NO2 中的 O 原子迎头相碰才会发生反应。 碰撞理论的优点：较直观地说明了分子的能量与反应速率的关系 缺点：不能说明反应过程中能量变化。 2．过渡态理论 基本观点：纠正了碰撞理论中刚性球的概念，认为分子在相互接近时外层的电子云会发生变 化，使分子内键长及分子的形状发生改变。在由反应物生成产物的进程中，要经过中间过渡 态（活化态）。其能量高与反应物一般分子的能量。 过渡态能量高不稳定，反应物需先克服相互靠近时电子云间强烈的斥力。所以只有能量较 高的分子，才能足够靠近而形成过渡态。 由图： Ea 正：正反应的活化能（过渡态能量与反应物能量之差）； Ea 逆：逆反应的活化能（过渡态与生成物能量之差）。 E2－E1：反应的热效应。Ea1< Ea2 为吸热反应，Ea1> Ea2 为放热反应。吸热方向的活化能 总是大于放热方向的活化能（同一反应）。活化能可理解为反应进行所必须克服的势能垒。活 化能越大，反应速率越慢。 小结： 碰撞理论 过渡态理论 分子接触前： 分子无变化（刚性球） 分子发生变化（形成过渡态） Ea 定义： 活化分子的最低能量与反应物 分子的平均能量之差 过渡态的平均能量与反应物分子的平均 能量之差。 主要图形： N E N    ～E E～反应历程 图形所反映的主要内容： Ea 与活化能分子所占比例的关 系，体系内分子能量的分布。反 映出 C、T 对对 υ 的影响。 正逆反应的活化能，活化能与 Δr  H m 的 关系，反映出催化剂对 υ 的影响。 四、影响化学反应速率的因素 1．浓度对反应速率的影响 由质量作用定律可知，反应物浓度的升高，会使反应速率加快。如物质在氧气中的燃烧 要比在空气中燃烧的反应剧烈。从活化能的观点来看，一定温度下，活化分子百分数是一定