化学反应 分子有效碰撞理论
用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素化学反应速率内容理论性强，学生不易理解。
特别是在学习影响化学反应速率的因素时，课本是用碰撞理论来解释的，学生初学时更是难懂，下面我结合自己的教学实际，谈几点体会，以帮助学生理解。
一、碰撞理论的要点（1）反应得以进行的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞，分子间碰撞的频率越高，则反应速率越快。
（2）反应物分子间并非每次碰撞都会导致反应的发生，只有少数碰撞会导致反应的发生，多数分子间的碰撞并不发生反应，能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
（3）能发生有效碰撞的分子能量高于一般分子的能量，这些能量高的分子发生碰撞时，能发生化学反应，称为活化分子。
（4）发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子只有在合适取向时发生的碰撞才称为有效碰撞二、用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的主要因素是内因，是反应物本身的性质；但是，外界条件对化学反应速率也有一定的影响。
（1）浓度对化学反应速率的影响。
在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率。
这是因为在温度一定时，对某一化学反应来说，反应物中的活化分子百分数是一定的。
如果设单位体积内分子总数为M，活化分子百分数为x%，活化分子数为n，则可以用公式表示为n=M×x%当增大反应物浓度后，虽然活化分子百分数x%没有变化，但单位体积内分子数M增多了，由n=M×x%知，活化分子数n增多了，从而增加了单位时间内反应物分子间的有效碰撞次数，导致化学反应速率加快。
即增大反应物浓度→活化分子数n增多→有效碰撞次数增多→化学反应速率加快；同理，易推知，在其他条件不变时，减小反应物浓度，可以减慢化学反应速率。
（2）压强对化学反应速率的影响对于有气体参加的反应来说，增大压强，可以加快化学反应速率。
增大压强即减小反应容器的体积，导致反应物浓度增大，化学反应速率加快。
所以压强对化学反速率的影响最终应归结为浓度对化学反应速率的影响。
1.碰撞理论
r q ZAB ZAB exp(Ec / RT )
4. 考虑到分子空间构型因素对反应的影响，需添加 一个空间因子P （Steric Factor）以校正；
r P ZAB exp(Ec / RT )
A与B分子互碰频率
考虑当所有B分子静止时，一个A分子与B分子的碰撞频率
反应
Ea kJ·mol-1
2NOCl→2NO+Cl2
107.9
NO+O3→NO2+O2
9.6
Br＋H2→HBr＋H
73.6
CH3＋H2→CH4＋H
41.8
CH3+CHCl3→CH4+C Cl3
24.3
2－环戊二烯→二聚物 60.7
K+Br2→KBr+Br
0.0
lg(A/m3·mol-1·s-1)
实验值
计算值
9.51
9.47
7.80
9.90
9.31
10.23
7.25
10.27
6.10
10.18
3.39
9.91
12.0
11.3
空间因子
1.1 0.008 0.12 9.5×10-4 8.3×10-5 3×10-7
4.8
空间因子（Steric factor）
由于简单碰撞理论所采用的模型过于简单， 没有考虑分子的结构与性质，所以用空间因子 来校正理论计算值与实验值的偏差。
碰撞理论计算速率常数的公式
k
dA2B
(
8kBT
)1/ 2
exp(
c
kBT
)
化学反应的碰撞理论
注意： 该规律适用于任何反应。
一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
例2、对于反应M+N→P，如果温度每升高10℃，反 应速率增加为原来的3倍。在10℃时完成反应的10% 需要54min，将温度提高到40℃完成反应的10%需要 的时间为 ( ) A.2min B.3min C.6min D.9min
正催化剂 →降低反应的活化能 →活%↑ → n活↑ →V↑ n总不变
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
钻 隧 道
有催化剂
反应物平均能量
活化分子能 量
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
压强对反应速率的影响
练 3 ：
若将物质的量相等的HI气体分别放在等容积的两个针桶中，一个 保持体积不变，另一个压缩为原来的1/2。其它条件不变，则HI 的分解反应速率谁快？
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 →C增大 →V↑ 其他条件不变 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。
回忆：化学反应的碰撞理论： ⑴、化学反应的实质是： 旧的化学键断裂，新的化学键形成 ⑵、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：反应物分子之间的碰撞次数很大，但并 不是每一次碰撞均可发生化学反应。
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。
(完整版)有效碰撞理论
有效碰撞理论
一、几个基本概念
1、有效碰撞
化学反应发生的先决条件是反应物分子必须发生碰撞;但不是任何两种反应物分子之间的碰撞都能发生反应,只有少数分子的碰撞能发生反应,这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞.
2、发生有效碰撞的条件
①发生碰撞的分子具有较高的能量（活化分子
）
②分子在一定方向上发生碰撞
推论：某一个化学反应的速率大小与单位时间内分子有效碰撞的次数有关
3、活化分子
具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
4、活化能
化分子高出反应物分子平均能量的部分
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能的大小是由反应物分子的性质决定 活化能高，活化分子的百分数低，反应难； 活化能低，活化分子的百分数高，反应易。
活化分子百分数=活化分子数÷反应分子总数×100%
活化能越小，则单位体积中活化分子数越多，单位时间内的有效碰撞越多，反应速率
越快。
活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则反应条件越简单。
5、催化剂（触媒）
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。
下列说法错误的是
A.当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时,才能发生化学反应
B.发生有效碰撞的分子一定是活化分子
C.活化分子间的碰撞一定是有效碰撞
D.活化分子间每次碰撞都发生化学反应
E.能发生有效碰撞的分子必须具有相当高的能量
F.活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量
G.使用催化剂能改变分子的活化能
H.催化剂能使不起反应的物质间发生反应。
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。
碰撞理论
分子总数 活化分子数
化学 反应 速率
增大反应物 浓度 增大压强
升高温度
增加 增加 不变 不变
增加 增加
增加 加快 增加
加快
加快
增加
增加
增加
增加
正催化剂
加快
增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ A ） 对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因 是（ A ） 升高温度使反应速率加快的主要原因是（ C ） 使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ D） A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的 总数 B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加 C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加 D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于固 体 或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数， 因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。 b、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。 c、随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐 减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。
一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2 反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行 （ AD ） A、增加HCl的浓度 B、加水 C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末
在恒温、恒容的密闭容器中进行反应 A(g)=B(g)+C(g)。若反应物的浓度从3mol/L降至 1.8mol/L需30s,那么反应物浓度由0.8mol/L降至 0.2mol/L所需反应的时间为（ B ） A.15s B.大于15s C.小于15s D.无法确定
将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变 的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 （ BG ） A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍 B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少 到原来一半 C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量 D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍 E、加入CaCl2溶液 F、加入CaCl2固体 G、将CaCO3用CaCO3粉末代替
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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。
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。
该理论认为，反应物分子间的碰撞是反应进行的先决条件。
反应物
分子碰撞的频率的越高，反应速率越大。
下面以碘化氢气体的分解为例，对碰撞理论进行讨论。
2HI(g)----H2(g)+I2(g)
通过理论计算，浓度为1×10^-3mol·L^-3的HI气体，在973K时分子碰撞次数约为3.5×10^28L^-3·s^-1。
如果每次碰撞都发生反应，反应速
率应约为5.8×10^4mol·L^-3·s^-1.但实验测得，在这种条件下实际反应速率约为1.2×10^-8mol·L^-3·s^-1.这个数据告诉我们，在为数众多的
碰撞中，大多数的碰撞并不能引起反应，只有极少数碰撞是有效的。
碰撞理论认为，碰撞中能发生一组分子（下面简称分子组）首先必须
具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分
子中的原子重排，即发生化学反应。
我们把具有足够能量的分子组成为活
化分子组。
活化分子组在全部分子占有的比例以及活化分子组所完成的碰
撞次数占总数的比例，都是符合麦克斯韦—玻尔兹曼分布的，
故有： f=e^[-Ea/(RT)]
式中F成为能量因子，其意义是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的
分数；e为自然对数的底；R为气体常数；T为绝对温度；Ea等于能发生有效碰撞的活化分子组所具有的最低能量的NA倍（NA是阿弗加德罗常数）。
能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。
只有当活化分子组中的
各个分支采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。
一下面反应说明这
个问题。
NO2+CO----NO+CO2
只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰的这种取向，则不会发生氧原子的转移。
因此，真的有效碰撞次数，应该在总碰撞次数上再乘以一个校正因子，即取向因子P。
反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总数是NA
（阿弗加德罗常数）的Z倍，则平均反应速率ν可表示为
ν=ZPf=ZPe^(-Ea/RT) （代号为*）
这就是阿仑尼斯公式（又称阿累尼乌斯公式）的原型，因为如果ν表示的时间段无限小则表示某一时刻的瞬时速度，由于ν=k[A]^a[B]^b……，而“[A]^a[B]^b……”为常数，所以*(上面的代号）式两边同除
“[A]^a[B]^b……”则可得：k={[A]^a[B]^b……}ZPe^(-Ea/RT),由于“[A]^a[B]^b……}ZP”为中均为常数，所以他们相乘仍为常数，即A(阿累尼乌斯公式中的A)
另外阿累尼乌斯公式,虽然说是阿累尼乌斯（Arrhenius)总结，但事实是对上述公式的验证，并非纯粹的经验公式。
影响有效碰撞条件
（1）浓度：增大反应物浓度→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增多→反应速率增大。
（2）温度：温度升高时，分子运动速率加快，有效碰撞机会增多，反应速率加快。
（三）压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变，增加压强时，气体俄体积减小，浓度增大，分子间的有效碰撞机会增多，故反应速率加快。
（4）催化剂：催化剂能极大的降低反应的活化能，从而增大活化分子百分数，使反应速率加快。