2015年電氣工程師考試《普通化學》知識點：化學反應速率因素

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　　2015年電氣工程師考試《普通化學》知識點：化學反應速率因素

　　影響化學反應速率的主要因素

　　內(nèi)因：反應的活化能

　　外因：濃度、溫度、催化劑

　　一、濃度對反應速率的影響——質(zhì)量作用定律

　　在一定溫度下,對某一基元反應,其反應速率與各反應物濃度(以化學方程式中該物質(zhì)的計量數(shù)為指數(shù))的乘積成正比。

　　(1)基元反應： 對于簡單反應，反應物分子在有效碰撞中經(jīng)過一次化學變化就能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應。

　　(2)基元反應的化學反應速率方程式：可由質(zhì)量作用定律描述

　　(3)k 稱為反應速率常數(shù), 可用來表征反應的速率，是單向反應常數(shù)。

　　k與溫度、催化劑有關，而與濃度無關。對于n級反應其單位是(moldm-3)(n-1)s-1

　　(4)(m+n)稱為反應級數(shù);反應級數(shù)的意義：

　?、?表示了反應速率與物質(zhì)的量濃度的關系;

　?、诹慵壏磻硎玖朔磻俾逝c反應物濃度無關，只能從實驗測得。

　　二、溫度對反應速率的影響——阿侖尼烏斯公式

　　1、范特霍夫規(guī)則

　　一般情況下：在一定溫度范圍內(nèi)，對化學反應溫度每升高10度反應速率大約增加到原來的2~4倍。

　　溫度升高使反應速率顯著提高的原因是：升溫是反應物分子的能量增加，大量的非活化分子獲得能量后變成活化分子，單位體積內(nèi)活化分子的百分數(shù)大大增加，由小碰撞次數(shù)增多，從而反應速率明顯增大。

　　2、阿侖尼烏斯公式

　　三、化學反應速率理論

　　1、有效碰撞理論

　　化學反應發(fā)生的必要條件是反應物分子(或原子、離子)間的碰撞。只有極少數(shù)活化分子的碰撞才能發(fā)生化學反應，稱“有效碰撞”;活化分子是反應物分子中能量較高的分子，其比例很小;

　　理論要點：

　　有效碰撞：能發(fā)生反應的碰撞叫有效碰撞。

　　活化分子：具有較大的動能并且能發(fā)生有效碰撞的分子。

　　活化能：活化分子所具有的最低能量與反應物分子的平均能量之差。

　　其他條件相同時，活化能越低的化學反應，反應速率越高?；罨苁腔瘜W反應的“能壘”，Ea越高，反應越慢;Ea越低，反應越快。Ea可以通過實驗測定。

　　一般化學反應的活化能約在40~400 kj.mol-1之間

　　2、過渡狀態(tài)理論

　　該理論認為：化學反應并不是通過反應物分子的簡單 碰撞完成的，在反應物到產(chǎn)物的轉(zhuǎn)變過程中，先形成一種過渡狀態(tài)，即反應物分子活化形成配合物的中間狀態(tài)。

　　四、催化劑對反應速率的影響

　　催化劑能改變反應速率的作用叫催化作用。

　　正催化：加速反應速率 負催化：減慢反應速率

　　1、催化劑影響反應速率的原因

　　催化作用的實質(zhì)是改變了反應的機理，降低了反應的活化能，因而提高了反應速率。不改變反應前后物質(zhì)的組成和質(zhì)量，也不改變平衡常數(shù)K;縮短平衡到達的時間，加快平衡的到來。

　　2、特點：

　　(1) 高效性(用量少，作用大)

　　(2)選擇性：一種催化劑只能催化一種或幾種反應;同一反應用不同催化劑得到不同產(chǎn)物。

　　(3) 反應前后組成和質(zhì)量不變。

　　(4)酶的活性要在一定溫度、一定pH范圍時才最大。

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