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2011化工工程师考试：无机化学 学习方案汇总

二 反应速率理论简介

有关化学反应速率的理论，主要有两个：一是于本世纪初以气体分子运动论为基础而建立起的碰撞理论;二是在统计力学和量子力学发展中形成的过渡状态理论。

(一)碰撞理论

碰撞理论主要适用于气体双分子反应。该理论认为：化学反应发生的先决条件是反应物分子之间的相互碰撞。反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快;如果反应物分子互不接触，那就不可能发生反应。但并不是反应物每一次碰撞都能发生反应，瑞典物理化学家阿仑尼乌斯(Arrhenius)提出了化学反应的有效碰撞理论。其理论要点是：

1. 反应物之间要发生反应，分子间必须碰撞;

2. 不是每次碰撞都能发生反应，只有极少数分子的碰撞才能发生反应。能发生反应的碰撞称为有效碰撞。显然有效碰撞次数越多,反应速度越快;

3. 要能发生有效碰撞，反应物的分子必须具有足够能量，能发生有效碰撞的分子叫活化分子。活化分子占分子总数的百分数称之活化分子百分数. 活化分子百分数越大, 有效碰撞次数越多,反应速度越快.

4. 活化分子具有的最低能量E1与分子平均能量E平均的差值叫做活化能。图3-1中E1表示活化分子具有的最低能量。活化能用Ea表示，则

Ea=E1-E平均

5.能量分布曲线(如图3-1)说明在一定温度下，具有不同能量分子的百分率分布情况，一定温度下，分子可以有不同的能量，但是具有很低和很高能量的分子数目很少，具有平均能量E平均的分子数目则相当多。只有极少数能量比平均能量高得多的分子，它们的碰撞才是有效碰撞。

化学反应速率主要决定于单位时间内有效碰撞的次数，而有效碰撞的次数与活化能有关。图3-1中画斜线区域的面积代表活化分子在所有分子中所占的百分数。在一定温度下，反应的活化能越大，如Ea2>Ea1，活化分子所占的比例越小(图3-2)。于是单位时间内有效碰撞的次数越少，反应进行得越慢。反之，活化能越小，活化分子所占比例越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，反应进行得越快。

活化能常用kJ·mol-1作单位，即表示1mol活化分子的活化能总量。不同的化学反应，具有不同的活化能，一般化学反应的活化能在40～400kJ·mol-1之间。活化能小于40kJ·mol-1的化学反应非常快，活化能大于120kJ·mol-1的反应就很慢了。

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