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    之前文章介紹了濃度、溫度、催化劑劑等外界條件對反應速率的影響，為什么這些條件的改變能影響反應速率呢？下面將簡單討論反應速率的碰撞理論和活化配合物理論。

碰撞理論
    碰撞理論是以分子運動論為基礎的。碰撞理論認為：任何化學反應的發(fā)生其必要條件是反應物分子相互碰撞，反應速率與反應物分子間的碰撞頻率有關。根據(jù)氣體分子運動論的計算表明，單位時間內(nèi)分子間的碰撞次數(shù)是很大的。在標準狀態(tài)下，每秒鐘每升體積分子間的碰撞可達10³²次或更多。碰撞頻率如此之大，顯然不可能每次碰撞都發(fā)生反應，否則所有的反應將會在瞬間完成。
    實際上，在無數(shù)次的碰撞中，大多數(shù)碰撞并不導致反應的發(fā)生，只有少數(shù)分子間的碰撞才能發(fā)生化學反應。能發(fā)生化學反應的碰撞稱為有效碰撞。能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子。活化分子與普通分子的主要差別在于它們具有不同的能量，見圖1－1、圖1－2。

    圖1－1所示的是在一定溫度下分子能量的分布情況。圖中橫坐標為能量，縱坐標是單位能量范圍內(nèi)的分子分數(shù)，E_平均表示在該溫度下分子的平均能量。由圖1－1可見，具有很低能量或很高能量的分子都很少，大部分分子的能量接近于平均值。只有當兩個相碰撞的反應物分子的能量等于或大于某一特定的能量值E_最低時，才有可能發(fā)生有效碰撞，這種具有等于或大于E_最低能量的分子稱作活化分子。E_最低即為活化分子具有的最低能量。圖中陰影部分的面積表示活化分子的分子分數(shù)?；罨肿泳哂械淖畹湍芰颗c分子的平均能量之差（E_最低－E_平均）就稱為反應的活化能。
    每一個反應都有其特有的活化能。從圖1－2可以看出，若反應的活化能越大，E_最低在圖中橫坐標的位置就越靠右右，對應曲線下的面積就越小，活化分子分數(shù)就越小，單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)越少，反應速率也就越慢。反之，活化能越小，反應速率就越快。一般化學反應的活化能約在40～400kJ／mol之間?；罨苄∮?0kJ／mol的反應，反應速率很快，可瞬間進行，如中和反應等。
    在討論化學反應的快慢時，除了考慮分子的碰撞頻率和活化能以外，還要考慮分子的碰撞方位。即反應物分子碰撞而起反應，它們彼此間的取向必須適當。

活化配合物理論
    活化配合物理論又稱為過渡狀態(tài)理論。該理論認為，反應物分子要發(fā)生碰撞而相互靠近到定程度時，分子所具有的動能轉(zhuǎn)變?yōu)榉肿娱g相互作用的勢能，系統(tǒng)的勢能增加。分子中原子間的距離發(fā)生了變化，I舊鍵被削弱，同時新鍵開始形成。這時形成了活化配合物，見圖1－3。

    圖1－3中E₁表示反應物分子的平均能量，E₂表示產(chǎn)物分子的平均能量，E₃表示活化配合物的平均能量。E₃－E₁＝E_a，E_a為正反應的活化能。E₃－E₂＝E_a逆，E_a逆為逆反應的活化能。E_a－E_a逆＝△H，△H就是該反應的焓變。
    活化配合體是反應物轉(zhuǎn)化為生成物的過程中，分子構(gòu)型發(fā)生連續(xù)變化時的一種表現(xiàn)，所以又稱為過渡狀態(tài)?；罨浜象w分子具有較高的能量，它不穩(wěn)定，會很快分解為產(chǎn)物分子，也可能分解為反應物分子，使系統(tǒng)的能量降低。由此可見，只有反應物分子具有足夠的能量克服形成活化配合體的能壘，才有可能使舊鍵破裂，新鍵形成，得到生成物分子。

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