反应历程中的活化能到底指什么

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，希望能够帮助到您 。

基础知识（一）辅导---化学反应速率

有效碰撞　看来, 并非每一次碰撞都发生预期的反应, 只有非常少非常少的碰撞是有效的.首先, 分子无限接近时, 要克服斥力, 这就要求分子具有足够的运动速度, 即能量. 具备足够的能量是有效碰撞的必要条件. 一组碰撞的反应物的分子的总能量必须具备一个最低的能量值, 这种能量分布符合从前所讲的分布原则. 用 E 表示这种能量限制, 则具备 E 和 E 以上的分子组的分数为:f=e^(-E/RT)　其次, 仅具有足够能量尚不充分, 分子有构型, 所以碰撞方向还会有所不同, 如反应:　NO2 + CO = NO + CO2 的碰撞方式有:　（a）O—N—O……C—O　（b）O—N—O……O—C　显然, (a)种碰接有利于反应的进行, (b)种以及许多其它碰撞方式都是无效的. 取向适合的次数占总碰撞次数的分数用 p 表示.　若单位时间内, 单位体积中碰撞的总次数为 Z mol, 则反应速率可表示为:　v = Zpf, 其中 p 称为取向因子, f 称为能量因子. 或写成:　v = Zpfe^(-E/RT) 活化能和活化分子组　将具备足够能量(碰撞后足以反应)的反应物分子组, 称为活化分子组.　从公式:v = Zpfe^(-E/RT) 可以看出, 分子组的能量要求越高, 活化分子组的数量越少. 这种能量要求称之为活化能, 用 Ea 表示. Ea 在碰撞理论中, 认为和温度无关. 其与温度的详细关系, 将在物理化学中讲授
。　Ea 越大, 活化分子组数则越少, 有效碰撞分数越小, 故反应速率越慢.　不同类型的反应, 活化能差别很大. 如反应:　2SO2+O2→2SO3 Ea=251 kj/mol　N2+3H2→2NH3 Ea=175.5 kj/mol　而中和反应：　HCl+NaOH→NaCl+H2O Ea=20 kj/mol　分子不断碰撞, 能量不断转移, 因此, 分子的能量不断变化, 故活化分子组也不是固定不变的. 但只要温度一定, 活化分子组的百分数是固定的. 化学动力学中的双分子基元反应速率理论 基本假设　（1）分子为硬球型　（2）反应分子A和B必须碰撞才能发生反应　（3）只有那些能量超过普通分子的平均能量且空间方位适宜的活化分子[1]的碰撞，即“有效碰撞
”才能起反应。　据此结合气体分子运动论 ，导出气相双分子反应的速率常数（k）有如下定量公式：k=N0（rA+rB）2[8πRT（1/MA+1/MB）]1/2e-E/RT=BT1/2e-E/RT 其中N0为阿佛伽德罗(Avogadro)常量
，rA、rB为分子半径，MA 、MB为分子质量 ，E为临界能（或称阈能）
，R为理想气体常量，T为热力学温度 ，B是与温度无关的常数 。　具有足够能量的反应粒子互相碰撞并且分解化学键才会产生化学反应，这就是碰撞理论
，如果没有这种能量，粒子们只不过是互不伤害地跳来蹦去而已
。　1918年 ，路易斯（Lewis）运用气体分子运动论的成果
，提出了反应速率的碰撞理论。　该理论认为，反应物分子之间的相互碰撞使反应进行的先决条件 。反应物分子碰准的频率越高 ，反应速率越大。 验证模型　下面以碘化氢气体的分解为例　2HI === H2 + I2　通过理论计算
，浓度为1*10^-3 mol/L HI气体，在973K时 ，分子碰撞次数约为3.5*10^28次每升每秒
。如果每次碰撞都反应
，反应速率约为5.8*10^4 摩尔每升每秒。但实验测得，在这种条件下实际的反应速率约为1.2*10^-8摩尔每升每秒 。这个数据告诉我们 ，在为数众多的碰撞中
，大多数碰撞并不引起反应，只有极少数碰撞是有效的！这种碰撞称之为有效碰撞！　碰撞理论认为 ，碰撞中能发生反应的一组分子（以下简称分子组）首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力
，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应
。我们把具有足够能量反应的分子组称之为活化分子组。活化分子组在全部分子中所占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占碰撞总数的比例符合马克斯-波尔兹曼分布的 。　故有：f=e(-Ea/RT)　式中f称为能量因子 ，其意义是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的分数；e自然对数的底；R气体常数；T绝对温度；Ea等于能发生有效碰撞的活化分子组所具有的最低能量的NA倍
，NA为阿佛加德罗常数
。　能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。只有当活化分子组中的各个分子采取适合的取向进行碰撞时才反应 。就如在投篮时 ，力量够了未必一定进球
，还要瞄准一样！　因此真正的有效碰撞次数，还要在总碰撞次数上再乘以一个校正因子 ，即取向因子P
。　反应物分子之间在单位体积内所发生的碰撞的总次数是NA的Z倍
，则反应速率可表示为v=ZPf=ZPe(-Ea/RT)　从上式可以看出，能量Ea越高 ，反应速率越小。因为Ea越高
，即对分子组的能量要求越高，活化分子数所占比例就越小 ，有效碰撞次数所长的比例就越小，所以反应速率就越小！　而碰撞理论中的这种能量限制Ea
，被称为活化能！单位：kJ/mol 化学动力学基本概念（一）
、反应速率及表示方法　在化学反应中，某物质的浓度（物质的量浓度）随时间的变化率称反应速率 。　反应速率只能为正值 ，且并非矢量
。　反应速率=反应中某物质的浓度变化/变化所需的时间　如： 2N2O5 ===== 4NO2 + O2　反应前浓度(mol/L) 2.10 0 0　100s后浓度(mol/L) 1.95 0.30 0.075　变化浓度(mol/L) 0.15 0.30 0.075　v(N2O5)= 0.15/100=1.5*10^-3摩尔每升每秒　v(NO2)=0.30/100=3.0*10^-3摩尔每升每秒　v(O2)=0.075/100=7.5*10^-4摩尔每升每秒　以上计算的速率均为平均反应速率！　若将观察的时间间隔时间缩短
，它的极限为零，此时的速率为某一时刻真实速率（瞬时速率）：　（见最顶部！）不能插中间吗？　瞬时速率可以用作图法求得。　即将已知浓度的反应物混合 ，在指定温度下
，每隔一段时间，连续取样分析某物质的浓度 ，餐后作c--t图 。求某一时刻曲线的斜率
，即得该时刻的瞬时速率！ （二）、反应机理的含义　所谓反应机理是指由反应物分子变为产物分子的具体步骤，也叫反应历程。　根据反应机理 ，化学反应可以分为基元反应和非基元反应两大类　（1）基元反应　由反应物微粒（可以是分子 、原子
、离子或自由基）一步直接实现的反应　（2）非基元反应　由反应物微粒经过两步或两部以上才能完成的化学反应
，称为非基元反应
。在非基元反应中，每一步的变化都是基元反应（或称基元步骤） ，即非基元反应是由若干个基元步骤（反应）组成的。 （三）、反应分子数　在基元步骤中，同时碰撞而引起反应所需反应物的微粒数
，称为该反应的反应分子数 。　根据反应分子数，反应可以分为单分子反应 ，双分子反应和三分子反应
。四分子和四分子以上的反应
，几乎是不存在的。化学反应速率首先取决于反应物的内部因素 。对于某一指定的化学反应，其反应速率还与浓度 、温度、压强
、催化剂等因素有关（当然还有其它因素）
。　浓度对反应速率的影响　速率方程和速率常数　大量实验表明 ，在一定温度下
，增大反应物的浓度能增加反应速率（化学是一门以实验为基础的科学）。　那么反应速率与反应物浓度之间存在何种联系呢？　人们在总结大量实验结果的基础上，提出了质量作用定律：在恒温下 ，基元反应的速率与各种反应物的浓度以反应分子数为乘幂的乘积成正比 。　对于一般反应（这里指基元反应）　aA + bB ==== gG + hH　质量作用定律的速化学表达式 v=k*c(A)a*c(B)b　称该反应的速率方程
。式中的k为速率常数
，其意义是当各反应物浓度为1mol/L时的反应速率。　对于k，因注意以下几点：　（1）速率常数k取决于反应的本性 。　（2）速率常数k与浓度无关　（3）k随温度而变化 ，温度升高
，k值通常增大　（4）k是有单位的量，k的单位随反应的级数的不同而异　例：下列反应在密闭容器中进行　2NO（g） + O2(g ) ==== 2NO2（g）　试求（1）反应初始浓度为c(NO)=0.30mol/L  ，c(O2)=0.20mol/L时的反应速率（假设此反应为基元反应）　（2）在恒温下，增加反应物浓度使其达到c(NO)=0.90mol/L
，c(O2)=1.2mol/L，此时的反应速率是（1）中反应速率的多少倍？　解：（1）v1=k*c(NO)^2*c(O2)=k*(0.30)^2*0.20=0.018k　（2）v2=k*(0.90)^2*1.2=0.97k　v2=(0.97k/0.018k)v1=54v1　前面提到 ，可以用任意反应物或产物的浓度的变化来表示同一反应速率
。此时速率常数k的值不一定相同。　例如：2NO + O2 === 2NO2　v(NO)=dc(NO)/dt=k1*c(NO)2*(O2)　v(O2)=dc(O2)/dt=k2*c(NO)2*(O2)　v(NO2)=dc(NO)/dt=k3*c(NO)2*(O2)　由于(1/2)*[dc(NO)/dt]=v(O2)=dc(O2)/dt=(1/2)*[dc(NO2)/dt]　则(1/2)k1=k2=(1/2)k3　对于一般化学反应aA + bB ==== gG + hH　则：k(A)/a=k(B)/b=k(G)/g=k(H)/h　确定速率方程时必须特别注意
，质量作用定律仅适用于一步完成的反应，即基元反应 。　如：2N2O5 == 4NO2 + O2　实际分三步进行：　N2O5 === NO2 + NO3 慢（定速步骤）　NO2 + NO3 === NO2 + O2 + NO 快　NO + NO3 === 2NO2 快　实验测定其反应速率为v=kc(N2O5)　它是一级反应 ，不是二级反应。

高中化学必修二第二章知识点总结

化学反应的基本规律

一、内容提要：本讲主要是讲解化学反应速率 、焓
、熵与熵变、吉布斯自由能 、化学平衡等问题
。

二
、本讲的重点是：影响化学反应速率的因素、热力学能与热力学第一定律 、焓
、化学平衡特征及平衡常数表达式、影响化学平衡的移动的因素。

本讲的难点是：熵与熵变 、吉布斯自由能
、反应温度对吉布斯自由能变及反应方向的影响、反应的标准摩尔吉布斯自由能变

三 、内容讲解：

1、 化学反应速率

化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 。浓度一般用摩尔浓度
，时间则根据反应的快慢用秒
、分或小时等
。

影响化学反应速率的因素：

(一)浓度对反应速率的影响

质量作用定律：对一些简单的化学反应来说，反应速率与反应物浓度（以方程式中该物质的系数为指数）的乘积成正比。这一结论叫做质量作用定律 。

对于某一反应一般可表示为：aA+bB→eE+dD

v=k·[A]a·[B]b—反应速率方程式 ，又称作质量作用定律表达式
。

式中k是一个比例常数
，叫做反应速率常数，它的物理意义是各反应物浓度等于1mol·dm-3时 ，反应速率的大小
，对于一个给定的反应，k值与反应物的浓度无关 ，只随温度而变。

在反应速率方程式中，浓度项的指数总和(a+b)叫做反应的级数 。

注意：上面的关系式只适用于基元反应
。

基元反应：反应物分子只经过一步反应就直接转变为产物分子(这种由一个基元反应组成的反应叫做简单反应)。

在化学反应中
，只有极少数的反应，反应物到生成物是一步完成的 ，即反应为分子相互作用
，直接生成生成物分子，但极大多数反应是分成几步的 ，即几个连续过程来进行的
，是非基元反应，也可说是几个基元反应组成的复杂反应 ，这时的质量作用定律虽然适用于每一个过程
，但往往不适用于总的反应 。

例如：反应：2NO十2H2→N2+2H20

由实验测得：v=k·[NO]2·[H2] 级数=3

经研究它是由下面两个连续的过程进行的
。

(1)2NO+H2→N2十H202(慢)

(2) H202+H2→2H20 (快)

在这两个过程中，第二个过程进行得很快 ，但是要使第二个过程发生
，必须先有H202生成，而生成 H202的过程因进行得较缓慢 ，成为控制整个反应速率的过程，所以总的反应速率取决于生成H202的速度
，即v=k·[NO]2·[H2] 。

化学反应速率和反应物浓度之间的定量关系，除适用于气体反应之外 ，也适用于溶液中的反应 。

在多相反应中
，对纯固体或纯液体，它们的密度是一定的 ，也就是说它的浓度是一定的。因此
，在质量作用定律表达式中，通常不包括固态或液态纯物质的浓度(即这些浓度是常数 ，可并入速率常数内)例：C(s)+O2(g) →CO2(g)

v=k[O2]

（二）温度和反应速率的关系——阿仑尼乌斯公式

除了少数反应之外
，反应速率一般随温度的升高而增大，例如：在室温下 ，H2和02作用极慢
，以致几年都观察不出有反应发生，但如果温度升高到6000C ，它们立即起反应甚至发生爆炸，这表明
，当反应物浓度一定时，温度改变 ，反应速率也会随着改变
，升高温度，反应速率一般随着增大 ，显然反应速率常数k一般也增大
。

瑞典化学家
，阿仑尼乌斯(rhenius)根据实验，提出在给定的温度变化范围内反应速率与温度之间

(三)反应的活化能和催化剂

发生反应的先决条件是反应物分子间的相互碰撞。一般说来 ，在气相反应体系中
，反

应物分子间的相互碰撞机会还是比较多的，但并非每一次碰撞都能发生反应 。因为在化学

反应过程中 ，反应物原子间的化学键必须先减弱以致破裂
，然后再与其他原子形成新的化

学键，生成新物质
。因此 ，只有那些具有足够能量的反应物分子(或原子)间的碰撞才有可能引发反应。这种能够发生反应的碰撞叫做有效碰撞 。

根据气体分子运动理论，在任何给定的温度下
，体系中各分子具有的动能是不同的，但分子能量的分布却有一定的规律 ，而且体系中分子具有一定的平均能量
，对许多反应来说，在通常情况下 ，大多数分子的动能不够大
，它们间的碰撞不能发生化学反应，而只有少数能量足够高的分子才有可能发生有效碰撞 ，从而发生反应
，这种分子叫做活化分子，通常把活化分子所具有的最低限能量与反应物分子平均能量之差称为活化能E
。。

现代反应速率理论认为：当反应物的活化分子相互碰撞或彼此接近时 ，先形成“活化

络合物”：AB+C→[A…B…C]→A+BC

反应物 活化络合物 产物

这种活化络合物能量高
，不稳定，寿命短促 ，一经生成就很快变成产物 。如下图所示，

简单表示出反应体系中的活化能
，E1表示反应物分子的平均能量，E2表示活化分子所具有的最低限能量 ，E3表示产物分子的平均能量
。则E2一E1表示反应活化能Ea。E3-E1表示反应的热效应Q
，图中表示Q<0(放热反应) 。

一般化学反应的活化能在60～240kJ·mol-1之间
。可以预料，反应的活化能愈小 ，反应速率愈大。

通过上述讨论可以说明浓度
，温度和催化剂对反应速率的影响：

(1) 当反应物浓度增大时，单位体积内分子总数增多 ，活化分子数相应增多
，单位时间内有效碰撞次数也增多，因此 ，反应速率就加快 。

(2)当温度升高时
，反应物分子运动速度增加，使单位时间内分子间的碰撞次数增加。更重要的是分子的平均能量增加了 ，使活化分子所占的百分数大大增加，温度即使升高不多往往会使活化分子的
。百分数成倍、成十倍地增加
，因此升高温度常能使反应速率迅速地增加。

(3)催化剂：是能增加化学反应速率，而本身的组成 ，质量和化学性质在反应前后保持不变的物质 。催化剂能改变反应的历程
，降低反应的活化能，从而大大增加了活化分子的百分数 ，明显增加反应速率
。

高中化学必修二第二章知识点总结1

　1 、化学反应的速率

　(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

　计算公式：

　①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

　②B为溶液或气体
，若B为固体或纯液体不计算速率 。

　③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率
。

　④重要规律：

　速率比=方程式系数比

　变化量比=方程式系数比

　(2)影响化学反应速率的因素：

　内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

　外因：①温度：升高温度 ，增大速率

　②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

　③浓度：增加C反应物的浓度
，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

　④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

　⑤其它因素：如光(射线)
、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂) 、原电池等也会改变化学反应速率 。

　2
、化学反应的限度——化学平衡

　(1)在一定条件下 ，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时
，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态 ” ，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态
。

　化学平衡的移动受到温度、反应物浓度 、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率
，对化学平衡无影响 。

　在相同的条件下同时向正
、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应
。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应 。

　在任何可逆反应中，正方应进行的同时 ，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底
，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0
。

　(2)化学平衡状态的特征：逆、动 、等
、定、变。

　①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应 。

　②动：动态平衡 ，达到平衡状态时
，正逆反应仍在不断进行
。

　③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等 ，但不等于0。即v正=v逆≠0 。

　④定：达到平衡状态时
，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定
。

　⑤变：当条件变化时 ，原平衡被破坏
，在新的条件下会重新建立新的平衡。

　(3)判断化学平衡状态的标志：

　①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

　②各组分浓度保持不变或百分含量不变

　③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

　④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应)

　一 、化学反应的速率

　1、化学反应是怎样进行的

　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应 ，大多数化学反应都是分几步完成的 。

　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应
。总反应中用基元反应构成的'反应序列称为反应历程，又称反应机理。

　(3)不同反应的反应历程不同 。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同
，反应历程的差别又造成了反应速率的不同
。

　2
、化学反应速率

　(1)概念：

　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率 ，用符号v表示。

　(2)表达式：v=△c/△t

　(3)特点

　对某一具体反应
，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比 。

　3、浓度对反应速率的影响

　(1)反应速率常数(K)

　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率 ，通常
，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关 ，受温度 、催化剂
、固体表面性质等因素的影响
。

　(2)浓度对反应速率的影响

　增大反应物浓度
，正反应速率增大，减小反应物浓度 ，正反应速率减小。

　增大生成物浓度
，逆反应速率增大，减小生成物浓度 ，逆反应速率减小 。

　(3)压强对反应速率的影响

　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应
，压强的改变对反应速率几乎无影响
。

　压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响 ，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积
，气体压强增大，气体物质的浓度都增大 ，正 、逆反应速率都增加;增大容器容积
，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正
、逆反应速率都减小 。

　4、温度对化学反应速率的影响

　(1)经验公式

　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

　式中A为比例系数 ，e为自然对数的底
，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能
。

　由公式知 ，当Ea>0时
，升高温度，反应速率常数增大 ，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关 。

　(2)活化能Ea
。

　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同
，有的相差很大 。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大
。

　5 、催化剂对化学反应速率的影响

　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

　催化剂大多能加快反应速率 ，原因是催化剂能通过参加反应
，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

　(2)催化剂的特点：

　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变 。

　催化剂具有选择性。

　催化剂不能改变化学反应的平衡常数 ，不引起化学平衡的移动
，不能改变平衡转化率
。

　二
、化学反应条件的优化——工业合成氨

　1、合成氨反应的限度

　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应 ，故降低温度 、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。

　2
、合成氨反应的速率

　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动
，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高 ，故压强不能特别大 。

　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去
，能保持较高的反应速率
。

　(3)温度越高，反应速率进行得越快 ，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动
，不利于氨的合成。

　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率 。

　3、合成氨的适宜条件

　在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的 ，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂
，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间 ，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比
。

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