应用催化作业

试从碰撞理论、过渡态理论的基本公式出发，分析催化剂降低反应活化能的作用？催化剂加速反应的机理是因为催化剂与反应物生成不稳定的中间化合物，改变了反应途径，降低了表观活化能，或增加了表观指前因子。活化能指的是将一摩尔反应底物中的所有分子由基态转化为过渡态所需要的能量。基态指的是该分子的初始状态，也是比较稳定的状态。过渡态是分子极其不稳定状态，这个状态分子极易重新组合形成新物质。碰撞理论认为：分子之间必须通过碰撞，而且只有其碰撞动能大于或等于临界能的活化碰撞才能发生反应。过渡态理论认为：“反应物分子要变成产物，总要经过足够能量的碰撞先形成高势能的活化络合物；活化络合物可能分解为原始反应物，并迅速达到平衡，也可能分解为产物；分解产物的速率即为该反应的速率。”根据过渡态理论，任何一个化学反应总是沿着它所能选择的最省力的反应途径来进行反应的。反应的路径中一般得翻越一个（或主要的一个）高坡顶峰，即能垒，才能转化为产物，如图所示。在能垒顶端的体系称为反应的过渡态，过渡态与反应物及产物之间的能量差对应于正向和逆向反应的活化能。催化剂借助化学作用力参与反应，一旦完成反应物到产物的过程，就又恢复到原来的化学组成。催化剂暂时介入反应，使反应体系始态和终态之间由于增加了化学因素而改变了位能面的结构和位能峡谷的地形地貌，因而有可能选择一条更为省力的反应途径进行变化。活化能与反应途径示意图在化学反应中，增加反应物浓度，有利于各物质分子之间的相互接触乃至增加发生碰撞的次数，但是发生碰撞仅是提供化学反应的机会，不是每次碰撞都能发生化学反应。能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞，能产生有效碰撞的分子叫活化分子。活化分子比一般分子具有较高的能量，活化分子具有的最低能量与普通分子具有能量的平均值之差就是活化能。催化剂的加入降低了化学反应的活化能，从而使体系中具有有效碰撞所需要的能量的分子的百分数增加，即有效碰撞的次数，导致反应速率增大。