催化作用导论-第一章-催化作用基础.pptVIP

催化作用导论第一章催化作用基础;催

化

作

用

原

理;第一章催化作用基础;工业催化剂的萌芽阶段;工业催化剂的发展阶段;工业催化剂的发展阶段;工业催化剂的成熟阶段;二、催化剂和催化过程

在国民经济中的地位与作用;对科学技术的影响;工业催化剂与各学科之间的关系图;三、催化科学的研究;;催化研究的层次结构图;§2催化剂/催化过程的分类;;二、催化剂的分类;;;§3催化过程中涉及的定义/概念;;;碰撞理论要点：

（1）气体分子A和B必须经过碰撞才能发生反应；

（2）只有碰撞动能E大于某能量值Ec而足以翻越反应能峰的那些分子才能发生反应；

（3）反应速率等于单位时间单位体积内发生的碰撞动能E≥临界能的碰撞次数。

双分子非催化反应速率：;MAMB－分别为气体分子A与B的分子量；

σAB－有效碰撞直径；

，大于E的分子所占分数；

E－能量超过Em有效碰撞所占分数；

K－反应速率常数；

A－指前因子，A=。

（注：碰撞理论给出了质量作用定律、指前因子和活化能的概念和理论解释）。;碰撞理论要点：

在催化反应中，考虑一个单分子（A）的反应，假定反应物A的吸附是速率控制步骤，这时ZAB是单位时间内反应物分子A与表面（B）空位（活性中心）之间的碰撞次数。即：

式中，B是催化剂。由于催化剂表面位的浓度很小，其ZAB比均相气体反应中分子间的ZAB约小1012倍，或相当于：-E催-（-E非）=65KJ/mol，才能使r催=r非。;如果要使催化反应比非催化反应更快，则此差值要更大。

例如，E催如果比E非小100KJ/moL，

因为，

则：

即如果E催比E非小100KJ/moL，则催化反应速率要比非催化反应快26万倍。也就是说，催化反应要比非催化反应快，它就必须降低活化能。问题就在于催化剂为什么能降低活化能？;过渡态理论要点（30年代用量子力学方法计算活化能而建立）：

（1）该理论认为反应物分子在有效碰撞中形成一个不稳定的活化络合物（过渡态），要经过一个过渡状态，即反应物分子形成活化配合物；

F－配分函数：（1）在平衡分布时粒子在各能级中是如何分配的，即总能量如何在粒子间分配。

（2）这个活化络合物极不稳定，可分解为生成物，也可分解为反应物；

（3）反应速率与下列因素有关：

①活化配合物的浓度，

②活化配合物分解的几率，

③活化配合物的分解速率。;反应速率：

在固体催化剂上的反应：

其反应速率为：

CS2－相邻表面空位浓度;则

式中：。

;由上式得到：

（1）在单位催化剂表面和具有相同活化能条件下，多相催化反应速度比均相慢得多。

（2）要使多相反应速率远远超过均相反应，则：

①要小于，即活化能要小，亦即催化剂的活性要高；

②要使CS2变大，即要增大表面积，亦即催化剂表面积要大。

大量实验证明，这个理论结论是正确的。

上述表明，催化剂加快反应的原因是降低了活化能。;催化剂为什么能降低活化能？

催化剂能够降低活化能、加快反应速率的原因是，在催化剂的存在下，改变了反应机理（途径）而实现的。通常，在催化剂参与下，反应往往分成若干个步骤进行，各步骤的活化能都不大，其总的活化能比没有催化剂时小，因而加快了反应速率。

对任一反应：

当没有催化剂时，反应活化能为E：

;2、催化剂只能加速热力学上认为可能发生的反应，对于热力学计算表明不可能发生的反应，使用任何化学催化剂是徒劳的。

根据热力学第二定律，这是必然的结果。

对任一反应：

其化学反应等温式为：

根据催化剂的定义，在反应前后催化剂的化学性质和数量都不变，因此对一个可逆反应来讲，反应前后的始态与终态与催化剂的存在与否无关，即催化剂不出现在上述化学反应的质量方程式中，因而它的存在不影响反应的自由焓变化值。;当反应达到平衡时，