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化学反应原理 化学反应速率 化学反应方向及限度 如何来研究一个反应，研究化学反应原理的基本方法和思路是怎样？ 概念模型法： 有效碰撞 活化分子和活化能 催化剂 一、有效碰撞 1、什么是有效碰撞？ 引起分子间化学反应的碰撞 为什么有的碰撞可以发生反应， 而有的不能发生反应?与哪些因 素有关系？ 问题： 足够的能量 正确的取向 NO2和CO的反应过程 二、活化分子及活化能 1、什么是活化分子？ 具较高能量，有可能发生有效碰撞的分子 ①吸收外界能量 （如加热、光照等） ②分子间碰撞时，能量交换不均衡而出现较高能量的分子。 活化分子具有的高能量从何来? 结论： 能发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞，还与碰撞的角度有关。 推论： 有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子数的多少有关。 单位体积中的活化分子数的多少又与什么有关？ 问题: 2、活 化 能 高出反应物分子能量的部分。 能量 反应过程 E1 E2 反应物 生成物 活化分子 活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量 该反应是吸热反应还是放热反应? 活化能与反应热有关吗? 反应热 活化能的大小虽然意味着一般分子成为活化分子的难易，但是却对这个化学反应前后的能量变化并不产生任何影响。 碰撞 有效碰撞 活化分子 活化能 就下列的每个词说句话，试试看： 常温常压下，每个氢分子和氧分子自身或它们之间每秒平均碰撞2.355*1010次,如果每一次碰撞都能发生反应,那么整个容器内的氢气和氧气将在瞬间变成水。 能发生化学反应的碰撞叫有效碰撞。 碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞才是发生化学反应的充分条件。 具有足够的能量能发生有效碰撞的分子叫活化分子。 活化分子间要发生有效碰撞，还要有合适的取向。 活化分子所多出的那部分能量叫活化能。 在相同条件下，反应的活化能越大，则该反应的速率越小。 一个反应要发生一般经历哪些过程？ 普通 分子 活化能 活化 分子 合理取向 的碰撞 有效 碰撞 新物质 能量 在化学反应中能改变其他物质的反应速率，而本身质量和化学性质在反应前后不变的物质。 三、催 化 剂（触媒） 怎样改变反应的活化能为来加快反应的速率？是何措施？ 能量 反应过程 生成物 反应物 反应热 E1 E2 活化分子 加了催化剂 没加催化剂 催化剂与反应物结合为中间产物，降低了反应的活化能，使活化分子百分数大大增加，反应速率大大加快。反应结束，中间产物消失，催化剂复原。 催化原理：中间产物理论 催化剂有正催化剂和负催化剂之分。