一、化学反应的实质:旧化学键的断裂,新化学键的形成
二、化学反应发生的先决条件:反应物分子相互接触和碰撞。
注意:反应物分子间的碰撞次数很大,但并不是每一次碰撞均可发生化学反应。
三、有效碰撞:
定义:能够发生化学反应的碰撞
不能发生化学反应的碰撞叫无效碰撞,有效碰撞次数越多,反应速率越快。
反应物分子发生有效碰撞的条件:
1.足够的能量使旧键断裂 2.碰撞时要有合理的取向
活化分子:能够发生有效碰撞的分子
特点:1.活化分子具有较高能量,能量不足的分子获得能量后可以变成活化分子。
2.在温度不变时,对某一个反应来说,活化分子在反应物总分子数中所占有的百分数是恒定的,且与温度呈正比。
活化能:活化分子的平均能量比反应物分子的平均能量之差。
活化能越小,反应速率越快,反应越容易进行。
四、化学反应的过程:
五、化学反应过程能量图
E1反应物的活化能,也是正反应的活化能。
E2 生成物的活化能,也是逆反应的活化能。
E3 加入催化剂后反应物的活化能。
化学反应速率
②∆c取正值,化学反应速率永远为正值,表示平均速率。(注意与瞬时速率的区别)
③化学反应速率是净速率,即∣正反应速率-逆反应速率∣化学反应速率。
(解释:正反应速率和逆反应速率)
④各物质表示的速率比等于该反应方程式的系数比。(必须在同一体系中)
例:对于反应:mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)
VA∶VB∶VC∶VD=m∶n∶p∶q
2.影响化学反应速率的因素
溶液中进行的化学反应速率最快,气体与固液气反应速率都相对比较慢
内因:物质的性质(金属性、非金属性、氧化性、还原性)
反应的活化能越低,化学反应速率越快。活化能每减小4KJ/mol,化学反应速率约增大80%。(活化能越低,活化分子的百分数越大,有效碰撞的几率越大,化学反应速率越快!)
反应分多步进行时,慢反应速率决定整个反应的快慢。
外因:(影响大小:催化剂>温度>浓度、压强)
1.反应物的浓度
2.固体物质的比表面积
3.压强(压缩或增大体积)
恒温恒压充入惰性气体
恒温恒容充入惰性气体
6.温度、
7.催化剂、