基礎(chǔ)化學(xué)第八章：化學(xué)動(dòng)力學(xué)

熱力學(xué)解決了化學(xué)反應(yīng)的可能性問題,但化學(xué)反應(yīng)實(shí)際上的發(fā)生,卻是動(dòng)力學(xué)研究的范疇.化學(xué)反應(yīng)的速率,即是動(dòng)力學(xué)的基礎(chǔ)。自發(fā)過程是否一定進(jìn)行得很快?

實(shí)際上,速率相當(dāng)慢!

實(shí)際上,反應(yīng)速率相當(dāng)快!

第8章化學(xué)動(dòng)力學(xué)

熱力學(xué)

可能性;動(dòng)力學(xué)

現(xiàn)實(shí)性

8.1化學(xué)反應(yīng)速率表示法

一、定容均相反應(yīng)的反應(yīng)速率

aA+bByY+zZ對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：化學(xué)反應(yīng)速率：反應(yīng)進(jìn)度ξ隨時(shí)間的變化率=dξ/dtξ：

反應(yīng)進(jìn)度；

t：

時(shí)間反應(yīng)進(jìn)度dξ與物質(zhì)B的物質(zhì)的量的改變dnB

有如下關(guān)系：

B：物質(zhì)B在反應(yīng)式中的計(jì)量系數(shù)。對(duì)于反應(yīng)物，取負(fù)值，表示減少；對(duì)于生成物，取正值，表示增加。=(1/

B)·(dnB/dt)mol·s-1如果體積不變：[B]：物種B的物質(zhì)的量濃度化學(xué)反應(yīng)速率可以表示為單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物的物質(zhì)的量的減少或產(chǎn)物的物質(zhì)的量的增加

單位：濃度·時(shí)間－1

aA+bByY+zZ對(duì)于定容的氣相反應(yīng)：對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：1）用反應(yīng)中的任何物質(zhì)表示反應(yīng)速率，數(shù)值上都是一樣的2）濃度·時(shí)間－1的量綱注意：二、化學(xué)反應(yīng)的平均速率與瞬時(shí)速率

1.平均速率某一有限時(shí)間間隔內(nèi)濃度的變化量。40℃，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率2N2O5(CCl4)

2N2O4(CCl4)+O2(g)t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-12.瞬時(shí)速率時(shí)間間隔Δt趨于無限小時(shí)的平均速率的極限。2N2O4(CCl4)+O2(g)例：2N2O5(CCl4)為導(dǎo)數(shù)，它的幾何意義是c-t曲線上某點(diǎn)的斜率。例如2700s時(shí)的瞬時(shí)速率：A點(diǎn)的斜率=從瞬時(shí)速率的定義,可以歸納出瞬時(shí)速率的求法:

(1)做濃度—時(shí)間曲線圖;

(2)在指定時(shí)間的曲線位置上做切線;

(3)求出切線的斜率(用做圖法,量出線段長,求出比值)

最有實(shí)際意義和理論意義的瞬時(shí)速率是初始速率r0

8.2反應(yīng)機(jī)理（歷程）、基元反應(yīng)和復(fù)雜反應(yīng)

消除汽車尾氣的污染,可采用如下的反應(yīng):反應(yīng)的可能性足夠大,只是反應(yīng)速率不夠快,不能在尾氣管中完成,以致散到大氣中,造成污染.若能尋找催化劑,使上述反應(yīng)達(dá)足夠快的速率,是不小的成就。有些反應(yīng),如橡膠的老化,人們又常常希望它慢一些。

所以研究速率理論是完全必要的。

意義：通過實(shí)驗(yàn)一旦證實(shí)某一有確定反應(yīng)物和生成物的反應(yīng)為基元反應(yīng),就可以根據(jù)化學(xué)反應(yīng)計(jì)量方程式直接寫出其速率方程式。

反應(yīng)機(jī)理：化學(xué)反應(yīng)過程中經(jīng)歷的真實(shí)反應(yīng)步驟的集合。

基元反應(yīng)：由反應(yīng)物一步生成生成物的反應(yīng)，沒有可用宏觀實(shí)驗(yàn)方法檢測到的中間產(chǎn)物。

為基元反應(yīng)

復(fù)雜反應(yīng)：由兩個(gè)或兩個(gè)以上的元反應(yīng)組合而成的總反應(yīng)。在復(fù)合反應(yīng)中,可用實(shí)驗(yàn)檢測到中間產(chǎn)物的存在,但它被后面的一步或幾步反應(yīng)消耗掉,因而不出現(xiàn)在總反應(yīng)方程式中。如：H2(g)＋I(xiàn)2(g)═2HI(g)

為由下列兩步組成的復(fù)合反應(yīng)(慢)(快)中間產(chǎn)物氣態(tài)碘原子可被檢測到。

反應(yīng)機(jī)理的研究是一個(gè)十分復(fù)雜而艱難的任務(wù)。意義：若清楚反應(yīng)是如何進(jìn)行的，則可以有效控制反應(yīng)的快慢，以獲得期望產(chǎn)物。一般的過程是：采用分子光譜等研究手段檢測反應(yīng)過程中的中間產(chǎn)物，據(jù)此推斷反應(yīng)歷程，再以實(shí)驗(yàn)獲得的速率方程驗(yàn)證。一個(gè)合理的反應(yīng)機(jī)理應(yīng)滿足：

全部基元反應(yīng)的加和應(yīng)為化學(xué)計(jì)量反應(yīng)方程式

由反應(yīng)機(jī)理得出的速率方程應(yīng)與實(shí)驗(yàn)所得一致1.質(zhì)量作用定律——基元反應(yīng)的速率方程

aA+bB=gG+hH

基元反應(yīng)

r

=k[A]a[B]b恒溫下,基元反應(yīng)的速率同反應(yīng)物濃度冪的連積成正比,冪指數(shù)等于反應(yīng)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù).這就是質(zhì)量作用定律；上式也叫做速度定律表示式

r是以物質(zhì)的濃度表示的反應(yīng)瞬時(shí)速率,即反應(yīng)物為[A],[B]時(shí)的瞬時(shí)速率。

注意：1）適用于基元反應(yīng)2）k是速率常數(shù),在反應(yīng)過程中不隨濃度變化,

但k是溫度的函數(shù),不同溫度下,k不同。

3）a和b之和,稱為這個(gè)基元反應(yīng)的反應(yīng)級(jí)數(shù),

可以說,該反應(yīng)是(a+b)級(jí)反應(yīng)。也可以說,反應(yīng)對(duì)A是a級(jí)的;對(duì)B是b級(jí)的。

反應(yīng)級(jí)數(shù)的意義：

①表示了反應(yīng)速率與物質(zhì)的量濃度的關(guān)系；

②零級(jí)反應(yīng)表示了反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)4）在基元反應(yīng)中,由a個(gè)A分子和b個(gè)B分子,

經(jīng)一次碰撞完成反應(yīng),我們說,這個(gè)反應(yīng)的分子數(shù)是(a+b),或說這個(gè)反應(yīng)是(a+b)分子反應(yīng)。

只有基元反應(yīng),才能說反應(yīng)分子數(shù)!

在基元反應(yīng)中,反應(yīng)級(jí)數(shù)和反應(yīng)分子數(shù)數(shù)值相等,但反應(yīng)分子數(shù)是微觀量,反應(yīng)級(jí)數(shù)是宏觀量。

例1

寫出下列基元反應(yīng)的速率方程,指出反應(yīng)級(jí)數(shù)和反應(yīng)分子數(shù)。

SO2Cl2=SO2+Cl2

(1)

2NO2=2NO+O2

(2)

NO2+CO=NO+CO2

(3)解:(1)r=k[SO2Cl2]一級(jí)反應(yīng)單分子反應(yīng)

(2)r=k[NO2]2二級(jí)反應(yīng)雙分子反應(yīng)

(3)r=k[NO2][CO]二級(jí)反應(yīng)雙分子反應(yīng)

或:反應(yīng)級(jí)數(shù)為2,反應(yīng)分子數(shù)為2

2.復(fù)雜反應(yīng)速率方程

40℃，CCl4中N2O5分解反應(yīng)的υ：c(N2O5)

N2O5的分解速率與N2O5濃度的比值是恒定的，即反應(yīng)速率υ與c(N2O5)成正比?？梢姡簩?duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：

α,β—反應(yīng)級(jí)數(shù)：若α=1，A為一級(jí)反應(yīng)；β=2，B為二級(jí)反應(yīng)，則α+β=3，總反應(yīng)級(jí)數(shù)為3。α，β必須通過實(shí)驗(yàn)確定其值。通常α≠a,β≠b。

k—反應(yīng)速率系數(shù)：k是有單位的量，k

不隨濃度而變，但受溫度的影響，通常溫度升高，k增大。r=k[A]α[B]βV=kCH2CI2

例題：根據(jù)給出的速率方程,指出反應(yīng)級(jí)數(shù)。(1)Na+2H2O—>2NaOH+H2

vi=ki

解:(1)0級(jí)反應(yīng)

(2)5/2級(jí),對(duì)CO是一級(jí),對(duì)Cl2

是3/2級(jí)

(3)對(duì)具有r=k[A]α[B]β

形式速率方程的反應(yīng),級(jí)數(shù)有意義;對(duì)于(3)的非規(guī)則速率方程,反應(yīng)級(jí)數(shù)無意義.

反應(yīng)級(jí)數(shù)可以是0,是分?jǐn)?shù),也有時(shí)無意義.

反應(yīng)分子數(shù),只能對(duì)基元反應(yīng)而言,且為正整數(shù).一般為1,2;

3分子反應(yīng)已少見;

4和4以上的分子碰撞在一起,發(fā)生反應(yīng),尚未見到.

對(duì)于非基元反應(yīng),無反應(yīng)分子數(shù)可言.

例如：反應(yīng)的有關(guān)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下：

由實(shí)驗(yàn)確定反應(yīng)速率方程的

簡單方法—初始速率法該反應(yīng)的速率方程式：

對(duì)NO而言是二級(jí)反應(yīng)，對(duì)H2而言是一級(jí)反應(yīng)。

試問如何求出反應(yīng)速率系數(shù)？由反應(yīng)機(jī)理得出的速率方程分析:這是個(gè)連串的反應(yīng),即反應(yīng)(1)的產(chǎn)物為反應(yīng)(2)的反應(yīng)物。決定速率的步驟是最慢的步驟!為什么?例如,ABCDE5人排成一隊(duì),傳遞磚塊,由E交給驗(yàn)收員.

ABC和E每人20塊/分

D

1塊/分

則驗(yàn)收人員認(rèn)為該隊(duì)的傳遞速率為:1塊/分解:(2)是慢反應(yīng),是定速步驟.

基元反應(yīng)(2)的速率方程為:

vi=ki2[H2][I]2

要將方程式中和起始反應(yīng)物無關(guān)的濃度,換成反應(yīng)物濃度.

由于(1)是快反應(yīng),一直保持有:v+1=v-1

寫成速率方程表達(dá)式k+1[I2]=k-1[I]2令得到的速率方程,竟與按質(zhì)量作用定律寫出的一樣.但這并不能說明該反應(yīng)是基元反應(yīng)

例題：一氧化氮被還原為氮?dú)夂退焊鶕?jù)光譜學(xué)研究提出的反應(yīng)機(jī)理是：

依據(jù)這一反應(yīng)機(jī)理推斷其速率方程式，并確定相關(guān)物種的反應(yīng)級(jí)數(shù)。(慢)k2(快)k1(快,平衡)22ONNO2①k1k-1解：按照速率控制步驟(最慢的一步)是中間產(chǎn)物，根據(jù)第一步的快速平衡，該反應(yīng)對(duì)NO是二級(jí)反應(yīng)，對(duì)H2是一級(jí)反應(yīng)。代入則8.3.3簡單級(jí)數(shù)反應(yīng)1．反應(yīng)級(jí)數(shù)

反應(yīng)aA+bB+…產(chǎn)物

r=k[A]α[B]β…n=α+β+…總反應(yīng)的級(jí)數(shù)1)衡量濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

2）反應(yīng)級(jí)數(shù)n與化學(xué)反應(yīng)速率常數(shù)k的量綱有關(guān)一級(jí)反應(yīng)的k的量綱為S－1，二級(jí)反應(yīng)k的量綱為mol－1·L·S－1

零級(jí)反應(yīng)的k的量綱為mol·L－1·S－1

n級(jí)反應(yīng)k的量綱為Ln－1·mol1－n·S－1

即：[濃度]1-n·S-1從k的量綱可以知道反應(yīng)級(jí)是多少8.4溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響溫度對(duì)速率常數(shù)的影響范特霍夫規(guī)則：在室溫附近，溫度每升高10℃，一般化學(xué)反應(yīng)的速率常數(shù)約增大到原來的2~4倍。這個(gè)倍數(shù)稱為反應(yīng)的溫度系數(shù)。例如：假設(shè)某一反應(yīng)的溫度系數(shù)為2，則100℃時(shí)的反應(yīng)速率約為0℃的2100/10=1024倍。即在0℃需要7天多達(dá)到的轉(zhuǎn)化率，若在100℃下進(jìn)行10min就能達(dá)到。8.4.1Arrhenius方程影響反應(yīng)速率的因素有兩個(gè)：

k和cBk與溫度有關(guān)，T增大，一般k也增大，但k~T不是線性關(guān)系。反應(yīng)速率方程k-T

關(guān)系圖：

lnk-1/T

圖Arrhenius方程：（指數(shù)形式）A—指前因子（單位與速率常數(shù)單位一致）Ea—實(shí)驗(yàn)活化能，單位為kJ·mol-1。

k-T

圖阿侖尼烏斯公式（1）指數(shù)式：

描述了速率隨溫度而變化的指數(shù)關(guān)系。A稱為指前因子，稱為阿侖尼烏斯活化能，阿侖尼烏斯認(rèn)為A和都是與溫度無關(guān)的常數(shù)。（2）對(duì)數(shù)式：描述了速率系數(shù)與1/T

之間的線性關(guān)系。可以根據(jù)不同溫度下測定的k

值，以lnk

對(duì)1/T

作圖，從而求出活化能。（3）定積分式

設(shè)活化能與溫度無關(guān)，根據(jù)兩個(gè)不同溫度下的k值求活化能。（4）微分式k

值隨T的變化率決定于值的大小通?；罨芸倿檎担詼囟壬?，正向反應(yīng)速率總是增加。1.已知T1—k1，T2—k2，求Ea

活化能的數(shù)量級(jí)在40~400kJ·mol-1

，多數(shù)為60~250kJ·mol-1

。兩式相減，整理得到：Arrhenius方程式的應(yīng)用2.由Ea計(jì)算反應(yīng)速率常數(shù)（k）例題：2N2O5(g)

2N2O4(g)+O2(g)已知：T1=298.15K,k1=0.469×10-4s-1T2=318.15K,k2=6.29×10-4s-1求：Ea及338.15K時(shí)的k3。

2.溫度升高，k增大，一般反應(yīng)溫度每升高10℃，k將增大2~10倍；

1.在，Ea處于方程的指數(shù)項(xiàng)中，對(duì)k有顯著影響，在室溫下，

Ea每增加4kJ

mol-1，k值降低約80%；

對(duì)Arrhenius方程的進(jìn)一步分析活化能對(duì)速率系數(shù)隨溫度變化的影響以lnk

對(duì)1/T

作圖，直線斜率為(1)

：從圖上可看出：lnk/[k]活化能較低活化能較高活化能更高活化能對(duì)速率系數(shù)隨溫度變化的影響(1)對(duì)同一反應(yīng),k隨T的變化在低溫區(qū)較敏感。例如2。(2)對(duì)不同反應(yīng),Ea

大,k隨T的變化也大,如10002000100200，增一倍10200，增19倍10201倍3764631002001倍10002000活化能較高lnk/[k]活化能較低活化能更高

lnk

增加8.5化學(xué)反應(yīng)速率理論簡介

與熱力學(xué)的經(jīng)典理論相比，動(dòng)力學(xué)理論發(fā)展較遲。先后形成的碰撞理論、過渡態(tài)理論都是20世紀(jì)后建立起來的，尚有明顯不足之處。

理論的共同點(diǎn)是：首先選定一個(gè)微觀模型，用氣體分子運(yùn)動(dòng)論(碰撞理論)或量子力學(xué)(過渡態(tài)理論)的方法，并經(jīng)過統(tǒng)計(jì)平均，導(dǎo)出宏觀動(dòng)力學(xué)中速率系數(shù)的計(jì)算公式。

由于所采用模型的局限性，使計(jì)算值與實(shí)驗(yàn)值不能完全吻合，還必須引入一些校正因子，使理論的應(yīng)用受到一定的限制。

以氣體分子運(yùn)動(dòng)論為基礎(chǔ)，主要用于氣相雙分子反應(yīng)。例如：反應(yīng)發(fā)生反應(yīng)的兩個(gè)基本前提：

發(fā)生碰撞的分子應(yīng)有足夠高的能量

碰撞的幾何方位要適當(dāng)1.碰撞理論理論要點(diǎn)：有效碰撞：可以發(fā)生反應(yīng)的分子間碰撞稱為有效碰撞

分子互碰并不是每次都發(fā)生反應(yīng)，只有相對(duì)平動(dòng)能在連心線上的分量大于閾能的碰撞才是有效的，所以絕大部分的碰撞是無效的。分子無限接近時(shí),要克服斥力,這就要求分子具有足夠的運(yùn)動(dòng)速度,即能量.具備足夠的能量是有效碰撞的必要條件

一組碰撞的反應(yīng)物的分子的能量必須具備一個(gè)最低的能量值,這種能量分布符合一定的分布原則。用Ea表示這種能量限制,則具備Ea和Ea

以上的分子的分?jǐn)?shù)為:

f稱為能量因子,反應(yīng)速率r與f成正比，即r∝f

f

表示一定溫度下活化分子在分子總數(shù)中所占的百分?jǐn)?shù)其次,僅具有足夠能量尚不充分,分子有構(gòu)型,所以碰撞方向還會(huì)有所不同,如反應(yīng):

NO2+CO=NO+CO2

的碰撞方式有:

(a)種碰接有利于反應(yīng)的進(jìn)行(b)種以及許多其它碰撞方式都是無效的

取向適合的次數(shù)占總碰撞次數(shù)的分?jǐn)?shù)用p表示

若單位時(shí)間內(nèi),單位體積中碰撞的總次數(shù)為Z(氣體分子碰撞頻率)則反應(yīng)速率可表示為:其中p稱為取向因子,f稱為能量因子.或?qū)懗?

v=Zpf

例NO2(g)+F2(g)

2NO2F(g)反應(yīng)機(jī)理：①NO2+F2

NO2F+F(慢反應(yīng))②F+NO2===NO2F(快反應(yīng))反應(yīng)速率有第①步反應(yīng)決定。氣體反應(yīng)速率取決于三種因素：

反應(yīng)速率=正確取向的碰撞分?jǐn)?shù)(p)

具有足夠動(dòng)能的碰撞分?jǐn)?shù)(f)

氣體分子碰撞頻率(Z)

活化能和活化分子將具備足夠能量(碰撞后足以反應(yīng))的反應(yīng)物分子,稱為活化分子要使普通分子變?yōu)榛罨肿樱茨芰砍鲆欢ㄖ档姆肿樱┧璧淖钚∧芰?，稱為活化能（activationenergy），用Ea表示1）活化分子的能量要求越高,活化分子的數(shù)量越少

2）Ea

越大,活化分子數(shù)則越少,有效碰撞分?jǐn)?shù)越小,故反應(yīng)速率越慢

注意：3）分子不斷碰撞,能量不斷轉(zhuǎn)移,因此,分子的能量不斷變化,故活化分子也不是固定不變的.但只要溫度一定,活化分子的百分?jǐn)?shù)是固定的.

濃度影響：當(dāng)溫度一定，某反應(yīng)的活化能也一定時(shí),濃度增大,分子總數(shù)增加，活化分子數(shù)隨之增多,反應(yīng)速率增大。

溫度影響：當(dāng)濃度一定，溫度升高，活化分子百分?jǐn)?shù)增多,反應(yīng)速率增大。

活化能與反應(yīng)速率

優(yōu)點(diǎn)：碰撞理論為我們描述了一幅雖然粗糙但十分明確的反應(yīng)圖像，在反應(yīng)速率理論的發(fā)展中起了很大作用。缺點(diǎn)：但模型過于簡單，所以要引入概率因子(方位因子），且概率因子的值很難具體計(jì)算，所以碰撞理論還是半經(jīng)驗(yàn)的。

對(duì)阿侖尼烏斯公式中的指數(shù)項(xiàng)、指前因子和閾能都提出了較明確的物理意義，認(rèn)為指數(shù)項(xiàng)相當(dāng)于有效碰撞分?jǐn)?shù)，指前因子A相當(dāng)于碰撞頻率。

它解釋了一部分實(shí)驗(yàn)事實(shí)，理論所計(jì)算的速率系數(shù)k值與較簡單的反應(yīng)的實(shí)驗(yàn)值相符。2.過渡態(tài)理論(transitionstatetheory)

過渡態(tài)理論是1935年由艾林(Eyring)，埃文斯（Evans）和波蘭尼（Polany)等人在統(tǒng)計(jì)熱力學(xué)和量子力學(xué)的基礎(chǔ)上提出來的。

以量子力學(xué)對(duì)反應(yīng)過程中的能量變化的研究為依據(jù)，認(rèn)為從反應(yīng)物到生成物之間形成了勢能較高的活化絡(luò)合物，活化絡(luò)合物所處的狀態(tài)叫過渡態(tài)。1）.活化絡(luò)合物反應(yīng)速率決定于活化絡(luò)合物的濃度,活化絡(luò)合物分解成產(chǎn)物的幾率和分解成產(chǎn)物的速率

當(dāng)反應(yīng)物分子接近到一定程度時(shí),分子的鍵連關(guān)系將發(fā)生變化,形成一中間過渡狀態(tài)。2）.反應(yīng)進(jìn)程—?jiǎng)菽軋D

應(yīng)用過渡態(tài)理論討論化學(xué)反應(yīng)時(shí),可將反應(yīng)過程中體系勢能變化情況表示在反應(yīng)進(jìn)程—?jiǎng)菽軋D上。

如以勢能為縱坐標(biāo)，反應(yīng)坐標(biāo)為橫坐標(biāo)，畫出的圖可以表示反應(yīng)過程中體系勢能的變化，這是一條能量最低的途徑?！俜磻?yīng)坐標(biāo)勢能勢能剖面圖化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化曲線Ea(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEacE(Ⅰ)－反應(yīng)物(始態(tài))勢能E(Ⅱ)－生成物(終態(tài))勢能正反應(yīng)的活化能

Ea(正)=Eac

-

E(Ⅰ)逆反應(yīng)的活化能Ea(逆)=Eac

-

E(Ⅱ)ΔrHm=E(Ⅱ)-

E(Ⅰ)=[Eac

-

Ea(逆)]-[Eac

-

Ea(正)]ΔrHm=Ea(正)-

Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm

＜0，為放熱反應(yīng)；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm

＞0，為吸熱反應(yīng)。優(yōu)點(diǎn)：過渡態(tài)理論,將反應(yīng)中涉及到的物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)和反應(yīng)速率結(jié)合起來,這是比碰撞理論先進(jìn)的一面，是從分子水平上來研究反應(yīng)動(dòng)力學(xué)。該理論中,許多反應(yīng)的活化絡(luò)合物的結(jié)構(gòu)尚無法從實(shí)驗(yàn)上加以確定,加上計(jì)算方法過于復(fù)雜,致使這一理論的應(yīng)用受到限制。

缺點(diǎn)：李遠(yuǎn)哲主要從事化學(xué)動(dòng)態(tài)學(xué)的研究，在化學(xué)動(dòng)力學(xué)、動(dòng)態(tài)學(xué)、分子束及光化學(xué)方面貢獻(xiàn)卓著。分子束方法是一門新技術(shù)，1960年才開始試驗(yàn)成功，交叉分子束方法起初只適用于鹼金屬的反應(yīng)，后來由李遠(yuǎn)哲在1967年同赫休巴赫教授共同研究創(chuàng)造，把它發(fā)展為一種研究化學(xué)反應(yīng)的通用的有力工具。此后十多年中，又經(jīng)李遠(yuǎn)哲將這項(xiàng)技術(shù)不斷加以改進(jìn)創(chuàng)近，用于研究較大分子的重要反應(yīng)。他所設(shè)計(jì)的“分子束碰撞器”和“離子束碰撞器”，已能深入了解各種化學(xué)反應(yīng)的每一個(gè)階段過程，使人們在分子水平上研究化學(xué)反應(yīng)的每一個(gè)階段過程，使人們在分子水平上研究化學(xué)反應(yīng)所出現(xiàn)的各種狀態(tài)，為人工控制化學(xué)反應(yīng)的方向和過程提供新的前景。

李遠(yuǎn)哲(YuanTsehLee)1986年以分子水平化學(xué)反應(yīng)動(dòng)力學(xué)的研究與赫施巴赫（DudleyR.Herschbach）及約翰·波蘭伊（JohnC.Polanyi）共獲諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)，是第一位獲得諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)的臺(tái)灣人。

8.6催化劑與催化作用的基本特征

催化劑：存在少量就能加快反應(yīng)而本身最后并無損耗的物質(zhì)。在反應(yīng)中,反應(yīng)物的數(shù)量和組成不變,能改變反應(yīng)速率的物質(zhì),叫催化劑,催化劑改變反應(yīng)速率的作用,稱為催化作用;有催化劑參加的反應(yīng),稱為催化反應(yīng)。

根據(jù)其對(duì)反應(yīng)速率的影響結(jié)果,將催化劑進(jìn)行分類:

正催化劑:加快反應(yīng)速度

負(fù)催化劑:減慢反應(yīng)速度

助催化劑:自身無催化作用,可幫助催化劑提高催化性能.

合成NH3

中的Fe粉催化劑,加Al2O3

可使表面積增大;加入K2O可使催化劑表面電子云密度增大.二者均可提高Fe粉的催化活性,均為該反應(yīng)的助催化劑。不加以說明,一般均指正催化劑。

1.均相催化：

催化劑與反應(yīng)物種在同一相中，不存在相界面的催化反應(yīng),稱均相催化

均相催化與多相催化NO2

催化2SO2+O2=2SO3

若產(chǎn)物之一對(duì)反應(yīng)本身有催化作用,則稱之為自催化反應(yīng),

產(chǎn)物中Mn2+

對(duì)反應(yīng)有催化作用,叫做自催化

沒有催化劑存在時(shí)，過氧化氫的分解反應(yīng)為：加入催化劑Br2，可以加快H2O2分解，分解反應(yīng)的機(jī)理是：第一步第二步總反應(yīng)：2.多相催化：

催化劑與反應(yīng)物種不屬于同一物相，存在相界面,在相界面上進(jìn)行的催化反應(yīng),叫做多相催化反應(yīng)或非均相催化,復(fù)相催化。Fe催化合成氨固——?dú)?/p>

Ag催化H2O2

的分解固——液

汽車尾氣(NO和CO)的催化轉(zhuǎn)化：

反應(yīng)在固相催化劑表面的活性中心上進(jìn)行，催化劑分散在陶瓷載體上，其表面積很大，活性中心足夠多，尾氣可與催化劑充分接觸。固體催化劑微孔內(nèi)表面固相催化反應(yīng)過程分析設(shè)某氣固相催化反應(yīng)（AP）主要發(fā)生在多孔催化劑的內(nèi)表面①反應(yīng)物的外擴(kuò)散、②反應(yīng)物的內(nèi)擴(kuò)散、③反應(yīng)物的吸附、④表面反應(yīng)、⑤產(chǎn)物的脫附、⑥