化学反应碰撞理论
化学反应中的碰撞理论与机理
化学反应中的碰撞理论与机理在化学反应中，碰撞理论是一种被广泛应用的理论，它能够解释化学反应发生的原因和机理。
本文将探讨化学反应中的碰撞理论及其机理，并分析其在实际应用中的重要性。
一、碰撞理论的基本原理碰撞理论是从微观角度出发解释化学反应的理论。
它认为，在化学反应中，反应物分子之间的碰撞是导致反应发生的原因。
具体来说，当反应物分子碰撞时，如果具备适当的能量和角度，就有可能发生反应。
碰撞理论还提出了反应速率与反应物的浓度和碰撞频率之间的关系，即反应速率正比于反应物的浓度和碰撞频率。
二、碰撞理论与反应速率根据碰撞理论，反应速率与反应物浓度和碰撞频率相关。
当反应物浓度增加时，反应物之间的碰撞频率也会增加，因此反应速率会增加。
相反，反应物浓度降低时，反应速率也会减慢。
此外，碰撞理论还指出，只有超过一定能量的碰撞才能导致化学反应，这一能量称为反应的活化能。
只有当碰撞具有此能量时，才能克服反应的活化能阻碍，发生化学反应。
三、碰撞理论和有效碰撞根据碰撞理论，只有有效碰撞才能导致化学反应的发生。
有效碰撞意味着碰撞发生时，反应物之间的相对定位和动能能够使化学键重新组合形成产物。
如果碰撞发生时，反应物的相对定位或动能不符合要求，碰撞就是无效的，反应也无法发生。
因此，有效碰撞是影响化学反应速率和化学反应结果的关键因素之一。
四、碰撞理论的应用碰撞理论在化学领域有着广泛的应用。
首先，它被用来解释反应速率与反应物浓度之间的关系，这有助于研究和控制化学反应的速率。
其次，碰撞理论还能够解释反应速率随温度变化的规律，即随温度升高，反应速率会增加，这是因为高温下反应物的平均动能增加，有效碰撞的几率增大。
此外，碰撞理论也被应用于催化剂的研究，催化剂能够提供新的反应路径，降低反应的活化能，增加有效碰撞的几率，从而加速反应速率。
五、结论碰撞理论是从微观角度出发解释化学反应的理论，它强调了反应物之间的碰撞是导致化学反应发生的原因。
碰撞理论与反应速率、有效碰撞等概念密切相关，并被广泛应用于解释和研究化学反应的机理。
化学反应速率与温度的关系及碰撞理论
化学反应速率与温度的关系及碰撞理论化学反应速率是指化学反应中物质转化的快慢程度。
了解化学反应速率的影响因素对于控制和优化化学反应过程非常重要。
其中，温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
本文将探讨化学反应速率与温度的关系，并介绍碰撞理论对此的解释。
一、化学反应速率与温度的关系1.1 温度对分子运动的影响在化学反应过程中，反应物分子的热运动是导致反应发生的基本原因之一。
根据动力学理论，分子的平均动能与温度成正比。
因此，提高温度会增加反应物分子的平均动能，使分子运动更加剧烈。
1.2 温度对反应物分子间碰撞的影响化学反应的发生依赖于反应物分子之间的碰撞。
提高温度会增加反应物分子的平均速度，从而增强分子间的碰撞频率。
高温下，反应物分子发生碰撞的几率较大，进而促进了反应速率的提高。
1.3 温度对反应活化能的影响化学反应的发生需要克服活化能的阻挡。
活化能是指反应物分子在反应中达到过渡态所需的最小能量。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率随着温度的升高呈指数增加。
这是因为提高温度会增加反应物分子的能量，使得更多的分子具备超过活化能的能量，从而提高反应速率。
二、碰撞理论对化学反应速率与温度关系的解释碰撞理论是用来解释化学反应速率与反应物分子之间的碰撞关系的理论框架。
根据碰撞理论，只有具备一定能量的分子碰撞才能使化学反应发生。
2.1 碰撞频率反应物分子之间的碰撞频率是影响化学反应速率的重要因素之一。
温度升高会使分子的平均速度增加，从而增加碰撞频率，进而加快反应速率。
2.2 能量要求根据碰撞理论，只有当分子碰撞时具备超过活化能的能量，反应才会发生。
提高温度会增加分子的平均能量，使更多的分子满足碰撞要求，从而增加反应速率。
2.3 反应物的空间取向除了碰撞频率和能量要求，反应物之间的空间取向也是影响反应速率的重要因素。
温度的增加可能改变反应物分子之间的相对运动方向，进而影响分子之间的碰撞效率和反应速率。
三、反应速率与温度的实验现象实验表明，在恒定压力和浓度条件下，温度升高通常会导致反应速率的增加。
化学反应的碰撞理论与反应速率常数的计算
化学反应的碰撞理论与反应速率常数的计算化学反应是物质之间发生的变化过程，而反应速率则是反应物转化为生成物的速度。
了解反应速率的决定因素对于探究化学反应机理和优化反应条件至关重要。
碰撞理论是研究反应速率的重要理论之一，它认为反应速率取决于反应物分子之间的碰撞频率和碰撞能量。
首先，我们来探讨碰撞理论。
碰撞理论认为，只有当反应物分子之间发生有效碰撞时，反应才会发生。
有效碰撞是指反应物分子之间的碰撞具有足够的能量和正确的几何构型。
当反应物分子碰撞时，它们会相互作用，键的形成和断裂将导致化学反应的发生。
然而，并非所有的碰撞都能导致反应，因为只有具有足够能量的碰撞才能克服反应物之间的能垒，使反应进行。
反应速率常数是描述反应速率的物理量，它表示单位时间内单位体积反应物转化为生成物的数量。
反应速率常数的计算涉及到碰撞理论和转化率的概念。
转化率是指在单位时间内发生反应的反应物分子的比例。
根据碰撞理论，转化率与反应物分子之间的碰撞频率成正比。
因此，反应速率常数可以通过测量反应物的转化率和反应时间来计算。
在实际计算中，反应速率常数可以通过实验数据和动力学方程来确定。
动力学方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
常见的动力学方程包括零级、一级和二级反应。
对于零级反应，反应速率与反应物浓度无关，反应速率常数为一个常数。
对于一级反应，反应速率与反应物浓度成正比，反应速率常数与反应物浓度的关系为一阶反应方程。
对于二级反应，反应速率与反应物浓度的平方成正比，反应速率常数与反应物浓度的平方的关系为二阶反应方程。
除了动力学方程，反应速率常数的计算还涉及到温度和催化剂等因素。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率常数与温度呈指数关系。
温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加碰撞的能量和频率，提高反应速率常数。
催化剂是能够降低反应活化能的物质，它通过提供新的反应路径来加速反应速率。
催化剂不参与反应，因此在反应速率常数的计算中不会出现。
化学反应的碰撞理论-PPT
例1、在N2+3H2 =2NH3中，当其他外界条件不变时：
➢减小体系压强，该反应的速率怎么变？ ➢反应中保持体系容积不变，充入N2 ，反应的速率怎么变？ ➢在反应中保持体系容积不变，充入He，反应的速率怎么变？ ➢在反应中保持体系压强不变，充入He，反应的速率怎么变？
小结：惰性气体对反应速率的影响
小结：影响化学反应速率的外因
影响 外因
单位体积内
分子总数
增加
活化分子
数增加
活化分子
百不分数变
反应 不变 不变 物浓度 增大压强 不变 增加
升高温度 使用催化 不变 增加 剂
不变 增加
增加 增加
加快 加快
增加 增加 加快
2、压强
其他条件不变，增大压强，气体体积缩小，浓度 增大，反应速率加快。
压强增大 → 体积减小
其他条件不变
→C增大
→V↑
压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的 P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小（紧扣对C的影响）
此规律只适用于有气体参加的反应。
发散思考：压强对于任意化学反应的速率都有影响吗？
t1 t2 t3 t
4、催化剂 ——改变反应的途径
正催化剂 →降低反应的活化能 →活%↑ n总不变
→ n活↑
→V↑
能量
活化分子具有能量
无催化剂
反应物平均能量
生成物平均能量
活化分子能
钻 隧
有催化剂量
反应物平均能量
道
生成物平均能量
注意： ➢使用催化剂同等程度的增大（减慢）、正逆反应速 率，从而改变反应到达平衡所需时间。 ➢没特别指明一般指正催化剂 ➢催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应 无作用 ➢催化剂具有一定的选择性
化学反应的分子碰撞理论
化学反应的分子碰撞理论分子碰撞是化学反应发生的基本过程之一。
化学反应是通过分子之间的相互作用和转化而引起的，而这些分子之间的相互作用是通过碰撞来实现的。
分子碰撞理论对于解释化学反应速率、反应机理以及反应动力学等方面的问题具有重要的意义。
本文将围绕分子碰撞理论展开讨论。
1. 分子运动与碰撞分子在空间中以高速运动着，并不断地与周围的分子进行碰撞。
这种碰撞可以是弹性碰撞，也可以是非弹性碰撞。
在碰撞过程中，分子的能量和动量都有可能发生转移或转化。
对于化学反应而言，我们关注的是分子碰撞是否具有足够的能量和正确的碰撞几何构型，从而引发反应的进行。
2. 激活能与反应速率在分子碰撞过程中，只有能量大于一定数值的碰撞才能引起化学反应，这个能量称为激活能。
对于一定温度下的反应体系，只有具有足够能量的反应物分子碰撞，才能克服反应的激活能，从而发生化学反应。
因此，反应速率与温度密切相关，温度升高会导致反应速率的增加。
3. 概率与反应动力学分子碰撞的概率问题是反应动力学中的重要内容。
根据碰撞理论，分子碰撞反应的概率与分子的浓度以及分子间碰撞的几率有关。
通过分析分子的碰撞概率，可以推导出反应速率方程和速率常数等物理化学参数，从而进一步研究反应的机理和动力学。
4. 极化与分子识别分子的极性和电性质对于分子碰撞反应具有重要影响。
极性分子之间的相互作用较强，易于引发反应。
此外，分子的形状、构型以及官能团的特性也会影响碰撞反应的发生。
利用分子识别技术和计算方法，可以研究分子结构与反应活性之间的关系，从而优化反应条件和设计新的催化剂。
5. 分子动力学模拟为了更好地理解化学反应中的分子碰撞过程，分子动力学模拟成为一种重要的研究手段。
通过分子动力学模拟，可以模拟和观察分子在反应中的运动轨迹、碰撞过程以及反应路径等信息，从而深入揭示分子间相互作用和反应动力学。
综上所述，分子碰撞理论是解释化学反应的重要理论基础。
通过研究分子碰撞过程，可以预测和控制化学反应的速率、选择性以及机理等方面的问题。
化学反应速率的碰撞理论
化学反应速率的碰撞理论化学反应速率是指在化学反应过程中，反应物转化为产物的速度。
了解反应速率对于探究反应机理、优化工业生产以及理解自然界中的化学现象非常重要。
碰撞理论是一种解释化学反应速率的理论，它认为反应速率取决于反应物粒子的碰撞频率和碰撞的有效性。
本文将探讨碰撞理论在解释化学反应速率中的重要性以及它的基本原理。
1. 碰撞理论的基本原理根据碰撞理论，只有反应物粒子之间发生有效碰撞才能转化为产物。
有效碰撞需要满足以下两个条件：1) 反应物粒子的碰撞发生在足够接近的距离上。
这是因为只有当反应物粒子在一定的距离上接近时，它们才能相互作用并转化为产物。
2) 反应物粒子的碰撞具有足够的能量。
在碰撞过程中，反应物粒子之间的能量必须大于或等于活化能，才能加速反应速率。
2. 碰撞频率对反应速率的影响碰撞频率是指在单位时间内发生的反应物粒子之间的碰撞次数。
理论上，碰撞频率越高，反应速率也越快。
碰撞频率受到多种因素的影响，包括反应物浓度、温度和反应物粒子的表面积等。
2.1 反应物浓度反应物浓度越高，反应物粒子之间碰撞的概率就越大，从而增加了碰撞频率。
因此，当反应物浓度增加时，反应速率也随之增加。
2.2 温度温度的升高会增加反应物粒子的平均动能，使其碰撞的能量增加。
这种提高的能量有助于克服活化能的阻碍，从而增加了反应速率。
2.3 反应物粒子的表面积当反应物以固体形式存在时，将其分散成更小的颗粒可以增加反应物的表面积。
因为反应是发生在界面上的，增大反应物表面积会增加碰撞机会，从而提高反应速率。
3. 碰撞的有效性对反应速率的影响碰撞的有效性指的是发生碰撞的反应物粒子在碰撞后能够成功转化为产物的概率。
碰撞的有效性受到多种因素的影响，包括碰撞角度、反应物的定向性和空间位阻等。
3.1 碰撞角度碰撞角度决定了反应物粒子之间的相对运动方向。
当碰撞角度正确时，反应物粒子之间的相互作用能达到最大值，从而提高了反应速率。
3.2 反应物的定向性在一些反应中，反应物的定向性对碰撞的有效性起着重要的作用。
碰撞理论的基本概念及应用
碰撞理论的基本概念及应用碰撞理论是一种用于研究分子和反应动力学的重要工具。
这种理论已经发展了数十年，并且是一种被广泛采用的方法来描述复杂的化学反应。
在本文中，我们将介绍碰撞理论的基本概念以及它在化学反应中的应用。
1. 碰撞理论的基本概念碰撞理论是一种关于反应速率的想法，认为反应的速率与反应物分子之间碰撞的频率和能量有关。
在碰撞理论中，反应只有在分子之间相互碰撞并且具有足够的能量时才会发生。
碰撞理论中有一个重要概念叫做活化能。
活化能是指反应物必须具有的最小能量，以便在其间发生反应。
当反应物碰撞时，它们需要一定的能量才能使他们到达一个足够的能量水平，以克服反应物之间的吸引力，从而克服其反应阈值。
这个能量称为活化能。
只有当反应物碰撞并具有这种能量时，反应才会发生。
2. 碰撞理论的应用应用碰撞理论的一个主要领域是化学动力学。
化学反应的速率取决于反应物之间相互碰撞的次数和能量。
碰撞理论将反应速率与温度，反应物浓度和反应物的能量有关。
例如，我们考虑一个具有两个不同气体的反应体系。
当这些气体相互碰撞时，反应就会发生。
反应发生的速度比较慢，原因是反应只有在两种气体分子确实相遇并且具有足够的能量时才会发生。
在实际应用中，化学反应通常是在化学反应器中进行。
反应器通常是一个带有内部加热器的容器，可以使反应物达到需要的温度。
化学反应的速率还可以通过调整反应物浓度和反应物的相对速度来控制。
另一个应用碰撞理论的领域是表面化学。
当分子吸附到固体表面时，它们将与表面上的其他分子相互作用。
表面上发生的反应速率取决于分子的相互碰撞次数和能量。
因此，表面化学反应也可以用碰撞理论来描述。
更进一步的应用是在分子碰撞反应中的仿真和计算化学。
这种技术可以用机器进行复杂的化学反应中分子之间的碰撞和反应的模拟。
这种方法非常有用，因为它可以帮助我们更好地理解反应性质，并为设计新的化学反应提供有用的见解。
3. 碰撞理论的局限性碰撞理论在描述某些化学反应时具有局限性。
化学动力学中的碰撞理论
化学动力学中的碰撞理论化学动力学是化学中研究反应速率及其机理的一个重要分支。
它关注的是反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系，并试图探究反应速率与反应物分子间的作用机制。
在探究反应速率与反应机理的过程中，碰撞理论成为了化学动力学的一个关键理论。
碰撞理论作为化学反应的基本理论之一，是揭示反应机理的重要手段。
在碰撞理论中，认为两个分子之间只有在碰撞时才会产生反应，且反应只能发生在能量足够高的时候。
碰撞理论在化学动力学中的应用涉及到了分子间的几何结构、反应物浓度、速率常数等重要参数。
碰撞理论的基本假设是，反应物分子间发生反应的前提是必须有足够的能量来打破反应物分子的化学键所需的键能，因此，反应速率与反应物分子的能量有密切关系。
实际上，分子间的碰撞不仅需要足够高的能量，还需要遵循一定的碰撞角度和速率要求。
只有在两分子速率方向相对适当、角度适当的情况下，分子碰撞才会有可能导致化学反应。
这种约束力过大使得碰撞理论难以解释所有化学反应，但它仍然是化学动力学研究的重要工具。
在动力学模型中，反应速率常数的精确定义与分子间的相对速率和相对定位有关，其中涉及的分子体积、质量和几何形状等因素对每个反应都不同。
一般来说，更小的分子反应速率较快，而较大的分子反应速度较慢。
此外，溶液中的反应速率也是分子间碰撞效应的结果，这种溶液中反应速度随着溶液浓度的变化而发生变化。
在具有催化剂的反应过程中，催化剂的作用即是通过固定反应物分子或中间体，减小分子之间反应的碰撞能量要求或改变反应物分子之间的相对定位，以促进反应的进行。
总的来说，化学动力学中的碰撞理论是探究化学反应速率和机理的重要理论基础。
虽然它的约束力有限，但仍然为我们提供了很多有价值的启示和信息，使得我们对反应速率、反应机理和分子相互作用的了解更加全面。
化学反应的碰撞理论
数据可视化
利用图表、图像等方式将数据可视化 ，以便更直观地观察数据特征和规律 。
结果讨论和误差分析
结果讨论
根据实验数据和现象，对化学反应的碰撞理论进行验证和 讨论。比较实验数据与理论预测的差异，分析可能的原因 和影响因素。
不确定度评估
对实验结果的不确定度进行评估。根据实验数据的分布情 况和测量精度，计算结果的置信区间和不确定度范围。
02 分子间作用力与碰撞
分子间作用力类型
01
02
03
范德华力
存在于所有分子之间，与 分子的极性和大小有关， 包括取向力、诱导力和色 散力。
氢键
一种特殊的分子间作用力 ，存在于含有氢原子的分 子之间，如HF、H2O等 。
离子键
带相反电荷的离子之间的 相互作用力，如NaCl等离 子晶体中的离子键。
碰撞过程中能量转化
碰撞频率越高，反应速率越快。
并非所有碰撞都能引发化学反应 ，只有满足一定条件的碰撞才是
有效碰撞。
有效碰撞条件
01
能量因素
分子必须具备一定的能量才能发生有效碰撞，即分子的 动能必须达到或超过某一临界值（活化能）。
02
方向因素
分子在碰撞时其相对取向必须合适，才能发生原子间的 相互作用。
03
频率因素
单位时间内发生有效碰撞的次数越多，反应速率越快。
进行实验操作
按照实验步骤进行操作，记录实验现象和数 据。
D
数据收集和处理技巧
选择合适的数据收集工具
根据实验需要，选择合适的数据收集 工具，如光电倍增管、分光光度计等 。
确定数据收集参数
设定合适的数据收集参数，如采样频 率、积分时间等，以确保数据的准确 性和可靠性。
化学反应速率与碰撞效应理论
化学反应速率与碰撞效应理论化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量，它是指单位时间内反应物消失或产物生成的量。
在化学反应中，反应物分子之间的碰撞是引发反应的基本原因。
碰撞效应理论是解释化学反应速率的重要理论之一。
一、化学反应速率的定义和表达式化学反应速率是指反应物消失或产物生成的速度。
通常用反应物浓度的变化来表示反应速率。
对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，反应速率可以用以下表达式表示：v = -1/a(d[A]/dt) = -1/b(d[B]/dt) = 1/c(d[C]/dt) = 1/d(d[D]/dt)其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的浓度，t表示反应时间。
a、b、c和d分别表示反应物和产物的摩尔系数。
二、碰撞理论的基本原理碰撞效应理论是描述化学反应速率的重要理论之一。
根据碰撞理论，只有具有一定能量的分子碰撞才能引发化学反应。
碰撞效应理论主要包括以下几个方面的内容：1. 分子碰撞的必要性：化学反应是由分子之间的碰撞引发的。
只有分子之间发生碰撞，才有可能改变分子的构型和能量，从而引发化学反应。
2. 碰撞的能量要求：分子碰撞只有在一定的能量条件下才能引发化学反应。
这是因为分子在碰撞时需要克服反应物分子之间的排斥力和克服反应物分子的活化能才能发生反应。
3. 碰撞的几何要求：分子碰撞必须满足一定的几何构型要求才能引发化学反应。
这是因为分子之间的碰撞需要使得反应物分子之间的键断裂和新键形成，这需要一定的几何构型。
4. 碰撞的方向性要求：分子碰撞需要满足一定的方向性要求才能引发化学反应。
这是因为反应物分子之间的键断裂和新键形成需要一定的方向性，只有具有一定方向性的碰撞才能引发化学反应。
三、碰撞频率和反应速率的关系根据碰撞效应理论，碰撞频率与反应速率之间存在一定的关系。
碰撞频率是指单位时间内分子碰撞的次数。
根据碰撞效应理论，碰撞频率与反应速率之间的关系可以用以下公式表示：v = Z * f * P其中，v表示反应速率，Z表示碰撞频率，f表示分子碰撞的有效因子，P表示反应的概率。
化学反应的分子碰撞理论模型
化学反应的分子碰撞理论模型化学反应是指物质发生转化或变化的过程，而分子碰撞是化学反应发生的基本过程。
分子碰撞理论是描述分子之间相互作用、相互碰撞以及化学反应的理论模型。
本文将介绍化学反应的分子碰撞理论模型及其应用。
一、分子碰撞理论的基本原理分子碰撞理论基于分子动力学，描述了分子间相互碰撞所导致的化学反应过程。
它假设分子间碰撞是随机发生的，在碰撞瞬间，反应物分子发生结构变化，并形成反应中间体，最终产生新的化学物质。
分子碰撞的发生与分子的动力学特性、反应物的摩尔浓度以及分子间的相互作用力密切相关。
二、分子碰撞理论的基本假设1. 分子间碰撞是随机发生的，没有方向性。
分子碰撞是通过气体分子间的运动和碰撞实现的，碰撞瞬间的方向和速度都是随机的。
2. 分子碰撞的能量只有在一定范围内才能引发反应。
分子碰撞时，必须具备足够的能量以克服反应物分子间的吸引力，使反应物分子的结构发生变化。
3. 反应过程中只有一次有效碰撞。
有效碰撞是指发生在合适能量范围内的碰撞，可以导致化学反应发生或进入反应活化态。
三、分子碰撞理论的应用分子碰撞理论不仅可以解释化学反应的发生机理，还可以用于解释速度常数、反应速率以及反应机理等现象。
在实际应用中，基于分子碰撞理论的模型被广泛用于化学反应的研究、工业催化、能源转化等领域。
1. 化学反应的速度常数和反应速率化学反应的速度常数和反应速率可以通过分子碰撞理论来解释。
速度常数与分子碰撞的频率和反应的位置取向有关，而反应速率则与有效碰撞的频率有关。
2. 化学反应的选择性分子碰撞理论还可以解释化学反应的选择性。
在反应物分子碰撞的瞬间，由于不同方向和能量的碰撞，可能会产生多种反应产物。
分子碰撞理论可以通过描述反应物分子碰撞的方向性和动能分布来解释不同反应产物的选择性。
3. 催化剂的作用机理催化剂在反应过程中起到降低活化能的作用，促使反应更容易发生。
分子碰撞理论可以用来解释催化剂如何通过与反应物分子之间的碰撞来提高反应速率和选择性。
碰撞理论_精品文档
0.0153
0.0227
0.0151
0.0228
请找出化学反应速率与C(HI)、 C(H2O2)之间的关系,并尝试写出相应的数学表达式
反应速率常数 1.表示单位浓度下的化学反应速率 2.通常反应速率常数越大，反应进行得越 3.与浓度无关，但受 、 、 等因素的影响 4.反应速率常数有单位。在不同的速率表达式中，反应速率常数的单位可能不同，单位不同的速率常数没有可比性
结论：
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。
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 的多少有关。
活化分子的多少又与什么有关？
问题:
2、活化能
活化分子平均能量与反应物分子平均能量的差
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
浓度对反应速率的影响
影响 外因
单位体积内
有效碰撞次数
化学反应速率
分子总数
活化分子数
增大浓度
增加
增加
增加
增大
二、外界条件对化学反应速率的影响
注意事项：
1）此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对于纯液体或固体反应物一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。 2）化学反应为可逆反应，反应物或生成物浓度的改变，其正反应速率或逆反应速率的变化也符合上述的规律。
催化剂
正催化剂
负催化剂
加快化学反应速率
减慢化学反应速率
注：不说明指正催化剂
反应物
生成物
能量
反应过程
过渡态理论
化学反应速率与温度理解温度对反应速率的碰撞理论
化学反应速率与温度理解温度对反应速率的碰撞理论化学反应速率是描述化学反应进行的快慢程度的物理量，通常用反应物消失或生成物增加的速率来表示。
温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
理解温度对反应速率的影响，需要通过碰撞理论来解释。
1. 碰撞理论基础概念碰撞理论认为，化学反应发生是由于反应物分子之间的碰撞，只有当发生有效碰撞时才能发生反应。
有效碰撞要求碰撞时合适的碰撞角度和足够的能量。
只有具备这些条件的分子碰撞，才能克服反应物之间的反应势垒，形成新的化学键。
2. 温度对反应速率的影响温度的升高会增加分子的平均动能，使分子动能分布向高能量方向移动，这使得具备发生有效碰撞的分子数目增加。
根据玻尔兹曼分布定律，随着温度的升高，高能量分子的占比增加，因此反应速率也会增加。
3. 温度对碰撞频率的影响根据碰撞理论，分子的碰撞频率与温度成正比。
温度升高会使分子的平均速度增加，方均速度与温度的关系符合以下公式：v_avg = √(8kT/πm)式中，v_avg为平均速度，k为玻尔兹曼常数，T为温度，m为分子质量。
由此可见，温度升高会使平均速度增加，分子碰撞频率增大，从而增加了发生有效碰撞的机会，提高了反应速率。
4. 温度对碰撞能量的影响温度的升高不仅使分子碰撞频率增加，还使分子碰撞能量增加。
根据玻尔兹曼分布定律，随着温度的升高，高能量分子的占比增加。
而化学反应发生需要克服反应物之间的反应势垒，只有具备足够的能量的碰撞才能发生。
因此，温度升高提高了反应物分子达到足够能量的概率，增加了反应速率。
5. 温度对反应速率常数的影响根据反应速率与反应速率常数的关系，反应速率常数与温度有关。
根据阿累尼乌斯方程，反应速率常数（k）与温度（T）之间的关系为：k = A * exp(-Ea/RT)式中，A为频率因子，Ea为反应的活化能，R为气体常数。
由此可见，温度升高会使活化能下降，从而增大反应速率常数。
换句话说，温度升高可以显著加快化学反应的进行。
化学反应分子有效碰撞理论
有效碰撞目录有效碰撞之一能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞。
如果反应物分子间任何一次碰撞均能发生反应，例如，H2与I2反应在常温下，当两者浓度均为1mol·L-1时，根据分子运动论可以算出每毫升、每秒内反应物分子可以发生约为1028次碰撞，仅需10-5s的时间，即可完成反应。
换言之，反应可以在瞬间内完成。
但从测定其反应速率知道，其中发生反应的只有1015次·mL·s-1，可见，差不多在1013次碰撞中仅有一次发生反应。
能发生反应的碰撞显然是活化分子间的碰撞；那些大量的未能引起反应的碰撞叫无效碰撞，或弹性碰撞。
未能引起反应的碰撞，显然是非活化分子(或普通分子)间的碰撞。
有效碰撞之二能够发生化学反应的分子(或原子)的碰撞叫做有效碰撞。
在化学反应中，反应物分子不断发生碰撞，在千百万次碰撞中，大多数碰撞不发生反应，只有少数分子的碰撞才能发生化学反应，能发生有效碰撞的分子是活化分子。
而活化分子的碰撞也不一定都能发生有效碰撞。
发生有效碰撞的分子有能量的因素，还有空间因素，只有同时满足这两者的要求才能发生有效碰撞。
编辑本段有效碰撞理论其基本假设（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。
早在1918年，路易斯运用气体运动论的成果，提出了反应速度的碰撞理论。
化学反应速率碰撞理论与反应速度
化学反应速率碰撞理论与反应速度化学反应速率是指化学反应中物质转变的速率，即单位时间内反应物消耗或生成物产生的速率。
在化学反应中，反应物的分子之间必然发生碰撞，且只有具备一定能量的碰撞才能引发反应。
碰撞理论解释了化学反应速率的本质，揭示了反应速率与反应物浓度、温度、表面积和催化剂等因素之间的关系。
一、碰撞理论碰撞理论是描述化学反应速率的基本理论。
根据碰撞理论，分子之间只有发生足够能量的碰撞，才能使反应发生。
而不具备足够能量的碰撞则不会引发反应。
1.1 碰撞的要素碰撞发生与反应速率息息相关，以下是影响碰撞的要素：1.1.1 反应物浓度当反应物浓度增加时，其分子之间的碰撞频率将增加，从而增加有效碰撞的几率，进而增大反应速率。
1.1.2 碰撞能量分子碰撞必须具备一定能量，即激活能。
只有当两个分子的碰撞能量超过激活能，才能使反应物发生转化。
因此，增加反应物的平均动能（例如提高温度）可以增加激活能以上的碰撞，提高反应速率。
1.1.3 有效碰撞几率有效碰撞是指碰撞时发生反应的碰撞。
增加反应物浓度可以增加碰撞的几率，从而增加有效碰撞的机会。
二、反应速度与温度关系温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
根据碰撞理论，当温度升高时，反应物分子的平均动能增加，碰撞能量也增加。
这导致了以下两个主要影响：2.1 碰撞频率增加随着温度升高，分子的平均速度增加，碰撞频率也随之增加。
因此，在相同时间内，发生大于激活能的碰撞的几率增加，反应速率也随之增加。
2.2 碰撞能量分布变宽温度升高，样品中分子的平均动能增加，碰撞能量的分布也变宽。
因此，高于激活能的碰撞发生的几率增加。
这使得更多的反应能够以更高的速率进行。
三、反应速度与催化剂催化剂是一种物质，它能够影响反应速率，但并不参与反应的最终结果。
催化剂通过提供新的反应路径，降低反应物转换的能垒，从而加速反应速率。
3.1 催化剂的作用机制催化剂吸附在反应物的表面上，并提供一种不同于无催化剂反应的反应路径。
化学反应中的碰撞理论
化学反应中的碰撞理论化学反应是物质之间发生的一系列变化，其中的碰撞理论是解释化学反应速率的重要理论。
碰撞理论指出，在化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能产生反应，而且只有能量足够高的碰撞才能使反应发生。
本文将重点介绍化学反应中的碰撞理论及其基本原理。
一、碰撞理论的基本原理碰撞理论是由麦克斯韦和玻尔兹曼等科学家提出的。
根据碰撞理论，化学反应的发生需要满足以下条件：1. 反应物颗粒的相互碰撞：化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能发生反应。
只有当反应物之间发生碰撞，它们的原子、离子或分子之间才能发生重新排列，形成新的化学物质。
2. 碰撞具有一定的能量：不是所有的碰撞都能引发化学反应，只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应物发生化学变化。
碰撞能量较小的碰撞，只能导致反应物分子之间振动、转动等微小变化。
3. 碰撞具有一定的方向性：碰撞理论还考虑了碰撞的方向性，即碰撞要发生在适当的空间方向上。
不同的反应需要不同的方向性碰撞才能实现。
二、碰撞频率与反应速率关系碰撞频率是指单位时间内发生的反应物碰撞次数。
根据碰撞频率理论，反应速率与反应物的碰撞频率成正比。
但是并非所有碰撞都能成功产生化学反应，成功碰撞的频率称为有效碰撞频率。
只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应发生。
增加反应物浓度会增加反应物的碰撞频率，从而提高反应速率。
此外，增加温度亦可增加碰撞频率，因为温度升高会使分子运动速度增加，从而增加碰撞发生的机会，提高反应速率。
此外，还有增加表面积、添加催化剂等方法也能提高碰撞频率，促进反应速率的增加。
三、活化能与反应速率活化能是指反应物在反应过程中必须达到的最低能量。
在碰撞理论中，反应物分子之间的碰撞能量需要超过活化能阈值，才能使反应发生。
反应速率与活化能密切相关。
活化能越低，反应速率越高。
活化能的降低可以通过提高温度来实现，因为温度升高会增加反应物分子的平均能量，使更多的分子具备足够的能量超过活化能阈值，从而加速反应速率。
化学反应的分子碰撞理论模型应用
化学反应的分子碰撞理论模型应用化学反应是由分子之间的碰撞所引起的，分子碰撞理论是研究分子之间相互作用和反应的基础理论。
在化学反应中，分子碰撞理论模型被广泛应用于解释反应机理、速率和选择性等问题。
本文将探讨分子碰撞理论的基本原理和其在化学反应中的应用。
一、分子碰撞理论的基本原理分子碰撞理论是基于统计力学的理论，它假设化学反应是由分子间的碰撞所引起的。
根据分子碰撞理论，化学反应发生的基本条件是有足够高的能量和适当的碰撞几率。
具体来说，分子碰撞理论包括以下几个基本原理：1. 碰撞能量：分子碰撞必须具有足够高的能量以克服反应物的活化能，从而使反应发生。
活化能是指反应从反应物到中间态（过渡态）所需要的最小能量。
2. 碰撞几率：分子碰撞发生的几率与分子碰撞的方向性、能量和角动量等有关。
只有当分子以正确的方向相互碰撞，并具有足够高的能量和适当的角动量时，分子碰撞才会引发化学反应。
3. 有效碰撞：只有分子碰撞能够达到一定的能量和角动量要求，它们才被视为有效碰撞。
有效碰撞是指具有足够高的能量和适当的角动量的分子碰撞，能够导致反应发生。
二、化学反应中分子碰撞理论的应用分子碰撞理论在化学反应中有广泛的应用。
以下是分子碰撞理论在化学反应中的一些应用实例：1. 反应速率：分子碰撞理论可以解释化学反应的速率。
根据分子碰撞理论，反应速率与有效碰撞的数目有关。
有效碰撞越多，则反应速率越快。
分子碰撞理论还可以探讨温度、浓度和催化剂等因素对反应速率的影响。
2. 反应机理：分子碰撞理论可以帮助解释反应的机理。
通过分析反应物分子的碰撞动力学，可以确定反应的中间步骤和过渡态。
分子碰撞理论还可以预测反应的产物，以及产物的选择性。
3. 催化剂：分子碰撞理论对催化剂的作用机制提供了解释。
催化剂通过提供新的反应通道，降低活化能，增加有效碰撞的几率，从而增加反应速率。
分子碰撞理论可以帮助研究催化剂的选择和设计，以优化化学反应的效率。
4. 动力学研究：分子碰撞理论可以用于研究反应的动力学行为。
化学反应速率的碰撞理论和反应机理
化学反应速率的碰撞理论和反应机理化学反应速率是研究化学反应进行的快慢程度的重要指标，了解反应速率的影响因素以及背后的碰撞理论和反应机理对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
一、化学反应速率的定义和计算化学反应速率指的是单位时间内反应物浓度或产物浓度的变化量。
在物质质量不变的情况下，反应速率可以通过测量反应物浓度或产物浓度的变化来计算。
二、碰撞理论的基本原理碰撞理论认为，化学反应需要分子之间的相互碰撞。
只有具有足够的能量和正确的空间取向的碰撞才能引发反应。
碰撞理论中的关键概念包括反应物的有效碰撞频率和活化能。
1. 有效碰撞频率有效碰撞频率是指单位时间内发生的具有足够能量的碰撞次数。
有效碰撞频率与反应物分子浓度的乘积成正比，即反应物浓度越高，有效碰撞频率越高，反应速率也会增加。
2. 活化能活化能是指反应物分子在碰撞时必须具有的最低能量。
只有具备超过活化能的能量的碰撞才能导致反应发生，而低于活化能的碰撞将会导致分子反弹并无法完成反应。
三、反应机理和过渡态理论反应机理是描述反应过程中发生的中间步骤和反应路径的详细说明。
过渡态理论则是解释反应机理中的活化能和反应速率的理论基础。
1. 过渡态过渡态是反应物和产物之间的临时性分子结构，具有介于反应物和产物之间的特性。
它是反应中的临界点，决定了反应物质是否能够转化为产物。
2. 反应中间体反应中间体是指反应过程中生成的，具有相对稳定性的中间产物。
它在反应机理中扮演了重要角色，可以通过实验和理论计算来证实其存在。
3. 化学键的形成和断裂反应机理中关键的步骤是化学键的形成和断裂。
化学键的断裂需要克服能垒，而化学键的形成则释放能量。
反应速率取决于这些能垒的高低和反应步骤的快慢。
四、影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
1. 温度温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加有效碰撞的频率和能够克服活化能的碰撞频率。
因此，温度升高会加快反应速率。
化学反应速率常数计算方法
化学反应速率常数计算方法化学反应速率常数是描述化学反应速率的一个重要参数。
它是指在给定温度下，单位时间内反应物消耗或生成物生成的量与各个物质的摩尔浓度之间的关系。
本文将介绍几种常见的化学反应速率常数计算方法。
一、碰撞理论碰撞理论是描述化学反应速率的基本理论之一。
它认为，只有在分子碰撞时才能发生反应。
碰撞理论可以用来计算简单的气体反应的速率常数。
具体计算步骤如下：1. 确定反应物的摩尔浓度。
2. 计算反应物粒子的碰撞频率。
碰撞频率等于反应物分子的体积碰撞数乘以单位时间的碰撞频率。
3. 计算反应物粒子的每次碰撞的有效碰撞数。
有效碰撞数等于碰撞时能量大于活化能的碰撞数。
4. 计算速率常数。
速率常数等于有效碰撞数乘以碰撞频率。
碰撞理论的主要优点是简单直观，适用于理想气体反应。
但是，碰撞理论忽略了反应物分子的取向因素，因此在描述液体相或固体相反应时会存在一定的误差。
二、过渡态理论过渡态理论是碰撞理论的延伸，它考虑了反应物分子在反应中形成过渡态的过程。
过渡态理论适用于液体相或固体相反应的速率常数计算。
具体计算步骤如下：1. 确定反应物的摩尔浓度和活化能。
2. 计算过渡态的密度。
过渡态的密度等于反应物的摩尔浓度乘以过渡态的形成率常数。
3. 计算速率常数。
速率常数等于过渡态的密度乘以过渡态的分解率常数。
过渡态理论相比碰撞理论更加精确，可以更好地描述化学反应中的取向因素。
但是，过渡态理论的计算过程更加复杂。
三、动力学方法动力学方法是以动力学原理为基础的反应速率常数计算方法。
它通过实验测定反应物浓度随时间的变化，并根据实验数据拟合出适当的反应动力学模型，进而计算速率常数。
动力学方法包括如下步骤：1. 设计动力学实验并测定相应的实验数据。
2. 根据实验数据拟合出适当的反应动力学模型，如零级、一级或二级反应模型。
3. 利用反应动力学模型计算速率常数，可以使用数值拟合方法或者解析求解方法。
动力学方法具有较高的精确度，适用于各种类型的反应。
化学反应中的碰撞理论
化学反应中的碰撞理论化学反应中的碰撞理论是一种解释化学反应如何发生的模型。
根据这个理论，化学反应的发生是由于分子之间的碰撞，这些碰撞导致分子中的化学键发生断裂和形成，从而产生新的物质。
碰撞理论的基本假设是，化学反应的可能性取决于两个因素：分子的能量状态和碰撞的取向。
首先，只有具有一定能量的分子才能够发生化学反应。
这是因为化学反应需要足够的能量来克服分子之间的相互作用能，从而使得化学键发生断裂。
其次，碰撞的取向也非常重要。
只有当分子在碰撞时以正确的方向相互接近，才有可能发生化学反应。
这是因为化学反应涉及到分子中的化学键的定向断裂和形成。
在碰撞理论中，化学反应的概率可以通过所谓的“碰撞频率”来描述。
碰撞频率是指在单位时间内分子之间的碰撞次数。
碰撞频率取决于分子的浓度和分子的平均相对速度。
而分子之间的相对速度则取决于温度，因为温度越高，分子的热运动越剧烈，相对速度就越大。
碰撞理论在化学反应动力学中被广泛应用。
通过实验测量和理论计算，人们可以了解化学反应在不同条件下的速率和机理。
这有助于我们更好地理解化学反应的本质，并预测和控制化学反应的过程。
尽管碰撞理论提供了一种解释化学反应如何发生的模型，但仍有一些未解之谜和需要进一步研究的问题。
例如，如何更精确地描述分子之间的相互作用和能量传递，以及如何理解和预测化学反应的复杂性，都是未来需要解决的挑战。
综上所述，化学反应中的碰撞理论是一种重要的模型，用于解释和理解化学反应如何发生。
通过研究分子之间的碰撞和能量传递，我们可以更好地理解化学反应的本质，预测和控制化学反应的过程，并解决一些尚未解决的挑战。
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4、特点： ④在一定温度下，固态和纯液态 物质，物质的量浓度视为常数， 它们的反应速率也视为常数，不 用这些物质表示反应速率。如 CaCO3 、浓硫酸等。
有关化学反应速率的计算
【演练】将等物质的量的A、B混合于2 L的密闭容器中，
发生如下反应：3A(g)+B(g)
xC(g)+2D(g),经5min
2、压强对化学反应速率的影响
【结论】其他条件不变，增大压 强（减小容器容积），反应速率 加快；减小压强（增大容器容 积），反应速率减慢；其 他 条 件 不 变
气 体 的 压 强 增 大
气 体 体 积 减 小
气 体 浓 度 增 大
反 应 速 率 加 快
注意事项：
1）压强对固体和液体（溶液）间的反应无 影响； 2）对于有气体参加的可逆反应，增大压强， 正反应速率，逆反应速率都增大；减小压 强，正反应速率，逆反应速率都减小；
总结:
各条件对速率的影响大小是： 催化剂 >>温度>浓度=压强(体积变化引 起的)。 各种影响都有其局限性，要针对具体反 应具体分析。
外界条件对化学反应速率的影响（总结）
活化分子 活化分子 单位体积 反应速 活化分子 影响因素 分子总数 百分数 总数 率 数
增大浓度
增大压强 升高温度 正催化剂
增加 不变 不变 不变
【演练】 pH相同，体积也相同的盐酸与醋酸溶 液，分别同时与过量的锌粒（大小相同）反应， C 正确的描述为（ ） A.开始时产生氢气的速率：v(HCl)＞v(CH3COOH) B.开始时产生氢气的速率：v(HCl)＜v(CH3COOH) C.经过7秒钟产生氢气的速率：v(CH3COOH)＞ v(HCl) D.最终产生氢气的量：n(HCl)=n(CH3COOH)
增加 不变 增加 增加
不变 不变 增加 增加
增加 增加 增加 增加
增加 增加 增加 增加
对于在一定条件下进行的化学反应：2SO2+O2
2SO3，
改变下列条件可以提高反应物中的活化分子百分数的是
（
BC
）
B、升高温度
A、增大压强
C、加入催化剂
D、减小反应物的浓度
1、在 C(固)+CO2(气)
反应中。现采取下列措施：
B.将容器的体积缩小一半 C.保持体积不变，充入N2使体系压强增大 D.保持压强不变，充入N2使体系体积增大
3、温度对化学反应速率的影响 【结论】其他条件不变，升高温度反应速 率增大；降低温度反应速率减小；
温度 升高 分子获得更 高的能量 有效碰撞 频率提高 碰撞频 率提高 反应速率 因此加快
注意事项：
普通 分子
活化 分子
新物质
能量
决定一个化学反应速率的因素
反应 物本 身的 性质 活化 能的 大小 单位 体积 内活 化分 子的 多少 单位 时间 内有 效碰 撞次 数的 多少 化学 反应 速率 的快 慢
决定
决定
决定
决定
内因
主要因素，无法改变
1、浓度对化学反应速率的影响 【结论】其他条件不变，增大反应 物浓度反应速率加快，减小反应物 浓度反应速率减小。 当反应物浓度增大时，活化分子数 相应增加，单位体积内分子数也增 多，所以反应速率必然增大。
注意事项：
1）此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对 于纯液体或固体反应物一般情况下其浓度是常数， 因此改变它们的量不会改变化学反应速率。 一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率 越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。 2）化学反应为可逆反应，反应物或生成物浓度的 改变，其正反应速率或逆反应速率的变化也符合 上述的规律。
= ① 起始a、c两容器的反应速率大小关系为Va ___ Vc； < ② 反应一段时间后a、c中速率大小关系为Va ___Vc ；
< ③ a、c容器的SO2转化率大小关系为Va ___ Vc；
注意事项：
3）注意“真”变和“假”变。若体系 的压强变化而使反应物或生成物的浓 度发生变化即“真”变，否则是“假” 变。 如：2SO2+O2 2SO3 A.恒压时充入He： B.恒容时充入He：
【演练】反应C(s)+H2O(g)
CO(g)+H2(g) 在一可变容 积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率 几乎没有影响的是（ AC ） A.增加C的量
（1）一般，温度每升高10℃，化学反应速率增 大到2～4倍；
（2）温度对反应速率影响的规律，对吸热反应， 放热反应都适用。 （3）反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反 应速率都加快，降低温度，正、逆反应速率都减 小。
C + CO2 2CO 反应(正反应为吸热反应)的反应 速率为υ1，N2+3H2 2NH3(正反应为放热反应)的反 应速率为υ2，对于上述反应，当温度升高时，υ1和 υ2的变化情况是（ A ） A．同时增大 B．υ1增大，υ2减小
C．同时减小
D．υ1减小，υ2增大
4、催化剂对化学反应速率的影响
催 化 剂
正催化剂 加快化学反应速率
注：不说明指正催化剂
负催化剂 减慢化学反应速率
活化能 能 量 E1
反应物
没加催 化剂
活化分子
活化分子 变成生成 物分子放 出的能量
E2 反应热
使用催化剂，使发生反应所需的活化能量降低， 生成物 这样会使更多的反应物的分子成为活化分子，大 反应过程 加了催化剂 大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的 百分数，从而使有效碰撞的几率提高，因而使反 应速率加快。
2CO(气) 的
（1）增大压强 ；（2）增加碳的量 （3）恒容下通入CO2；（4）恒容下充入N2； （5）恒压下充入N2 哪些措施能够使反应速率增大？为什么？
答案：（1）（3）
2、如下图所示，相同体积的a、c两密闭容器， 其中c容器有一活塞，a为定容容器，起始向容 器中都加入相同量的SO2和O2，一定条件下发生 2SO2+O2 2SO3的反应。
4、特点： ③用化学反应速率来比较不同反应进行 得快慢或同一反应在不同条件下反应的 快慢时，应选择同一物质来比较。
【例2】反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不同情况 下的反应速率分别为: ①v(A)=0.15mol/(L· s); ②v(B)=0.6mol/(L· ③v(C)=0.4mol/(L· s) min) ; ④v(D)=0.45mol/(L· 则该反应进行的快慢顺 s) ④>②>①>③ 序为 。
注意事项 1）同一催化剂能同等程度的改变化学反应 的速率。 2）催化剂只能改变反应速率，不能将不反 应变成反应 3）催化剂有一定的选择性和活化温度：
5. 其它：固体颗粒大小、光、电、射线等
进行如下实验，在A锥形瓶中放入10g块状 CaCO3，在B锥形瓶中放入5g粉末状CaCO3，分别 加入50mL2mol/L盐酸。右图中能正确表示实验 结果的是 C
有关化学反应速率的计算
n/mol
1.2 1.1 1.0 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1
Y X
Z
1 2 3 t/min
【例1】某温度时，在2L容器 中X、Y、Z三种物质的物质的 量随时间的变化曲线如图所 示，由图中数据分析，该反 应的化学方程式 3X + Y 2Z 为： 。 反应开始至2min，Z的平均反 min) 应速率为 0. 05mol/(L· .
后，测得D的浓度为0.5mol·-1，c(A)∶c(B)=3∶5,C的平 L
均反应速率是0.1mol·-1· -1。求： L min
（1）此时A的浓度及反应开始前放入容器中A、B的物质 的量；（2）B的平均反应速率；（3）x值是多少？
二、影响化学反应速率的因素
1、内因： 参加反应物质的性质和反应的历程， 是决定化学反应速率的主要因素 2、外因： 浓度、压强、温度、催化剂等因素
碰撞理论
1、反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，但不
是每次碰撞都能发生反应，能发生反应的碰撞称为有效 碰撞。 2、有效碰撞必须满足两个条件： ①是发生碰撞的分子具有较高的能量； ②是分子在一定的方向上发生碰撞； 在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分 子称为活化分子。 活化分子的平均能量与普通反应物分子的平均能量的 差值称为活化能。
活化能 能 量
E1 反应物 活化分子
活化分子 变成生成 物分子放 出的能量
E2 反应热 生成物 反应过程
碰撞理论
说明
a.活化分子的碰撞不一定都是有效 碰撞。 b.活化分子数越多，有效碰撞次数 就越多，反应速率就越快。
归
纳
总
结
一个反应要发生一般要经历哪些过程？
活化 能
合理 取向的 碰撞 有效 碰撞
化学反应速率与化学平衡
化学反应碰撞理论
主 反应进行的快慢 化学反应速率 要 知 反应进行的程度 化学平衡 识 点 反应进行的方向
第一单元
复习要求：
化学反应速率
1.知道化学反应速率的概念及定量表示方法。 2.了解活化分子、活化能、有效碰撞等概念。 3.理解浓度、压强、温度和催化剂等因素对 化学反应速率的影响。
一、化学反应速率
1、概念： 化学反应速率是用来衡量化学反应进行 快慢程度的物理量。通常用来表示：单位时间 内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。 Δc(B) 2、数学表达式：v(B)= Δt 3、单位：mol/(L· S)或mol/(L· min)或mol/(L· h)
4、特点： ①化学反应速率是平均速率，且均取正值。 但在时间－速率图像中某时刻对应的速率为 瞬时速率。 ②在同一个反应里，虽然用不同的物质表示 的化学反应速率不一定相同，但是它们表示 的意义相同，且各物质表示的速率比等于该 反应方程式的系数比。 例：对于反应：mA+nB=pC+qD V(A)∶V(B)∶V(C)∶V(D)＝m∶n∶p∶q