第二节化学反应速率理论 一、碰撞理论 二、过渡状态理论
第二节 化学反应速率理论 一、碰撞理论 二、过渡状态理论
一、碰撞理论 碰撞理论认为：化学反应的实质是原子的 重新组合，在组合过程中，必须破坏反应物分 子中的化学键，才能形成产物分子中的化学键。 而旧化学键的断裂和新化学键的形成，是通过 反应物分子间的相互碰撞来实现的。在反应物 分子的无数次碰撞中，只有极少数的碰撞才能 发生化学反应。这种能够发生化学反应的碰撞 称为有效碰撞。能够发生有效碰撞的分子称为 活化分子，它比普通分子具有更高的能量
一、碰撞理论 碰撞理论认为：化学反应的实质是原子的 重新组合，在组合过程中，必须破坏反应物分 子中的化学键，才能形成产物分子中的化学键。 而旧化学键的断裂和新化学键的形成，是通过 反应物分子间的相互碰撞来实现的。在反应物 分子的无数次碰撞中，只有极少数的碰撞才能 发生化学反应。这种能够发生化学反应的碰撞 称为有效碰撞。能够发生有效碰撞的分子称为 活化分子，它比普通分子具有更高的能量
活化分子一般只占极少数，它具有的最 低能量为E。通常把活化分子具有的平均能 量与反应物分子的平均能量之差称为反应的 活化能，用符号E。表示。 Ek Ec E
活化分子一般只占极少数，它具有的最 低能量为Ec。通常把活化分子具有的平均能 量与反应物分子的平均能量之差称为反应的 活化能，用符号 Ea表示
在一定温度下，反应的活化能越大，活化 分子的分子分数越小，活化分子越少，有效碰 撞次数就越少，因此化学反应速率越慢；反应 的活化能越小，活化分子的分子分数越大，活 化分子越多，有效碰撞次数就越多，化学反应 速率越快。除了要考虑反应物分子间的碰撞频 率和反应物的活化能外，还要考虑碰撞时分子 的空间取向。活化分子要发生有效碰撞，它们 彼此间的取向必须适当
在一定温度下，反应的活化能越大，活化 分子的分子分数越小，活化分子越少，有效碰 撞次数就越少，因此化学反应速率越慢；反应 的活化能越小，活化分子的分子分数越大，活 化分子越多，有效碰撞次数就越多，化学反应 速率越快。除了要考虑反应物分子间的碰撞频 率和反应物的活化能外，还要考虑碰撞时分子 的空间取向。活化分子要发生有效碰撞，它们 彼此间的取向必须适当
⊙0 ⊙0 N O 0 ⊙ ON 分子的“有效”碰撞与“天效” 碰撞
分子的 “有效”碰撞与 “无效” 碰撞