化学反应速率与化学平衡知识点归纳.doc

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[考点梳理]
考点一化学反应的速率与平衡
:
⑴.化学反应速率的概念及表示方法:通过计算式:v=Δc/Δt来理解其概念:
①化学反应速率与反应消耗的时间(Δt)和反应物浓度的变化(Δc)有关;
②在同一反应中,用不同的物质来表示反应速率时,数值可以相同,也可以是不同的。但这些数值所表示的都是同一个反应速率。因此,表示反应速率时,必须说明用哪种物质作为标准。用不同物质来表示的反应速率时,其比值一定等于化学反应方程式中的化学计量数之比。
如:化学反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)的:v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q
③一般来说,化学反应速率随反应进行而逐渐减慢。因此某一段时间内的化学反应速率,实际是这段时间内的平均速率,而不是瞬时速率。
⑵.影响化学反应速率的因素:
【注意】
①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol·L-1)和时间的单位(s、min或h)决定的,可以是mol·L-1·
s-1、mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1,在计算时要注意保持时间单位的一致性.
②对于某一具体的化学反应,可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反
应速率,虽然得到的数值大小可能不同,但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相
应物质的化学计量数之比.
如对于下列反应:mA+nB=pC+qD
有:∶∶∶=m∶n∶p∶q
或:
③化学反应速率不取负值而只取正值.
④在整个反应过程中,反应不是以同样的速率进行的,因此,化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率.
[有效碰撞]化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞,但并不是反应物分子(或离子).
[活化分子]能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子.
说明①活化分子不一定能够发生有效碰撞,活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞.②,对某一反应而言,
大,活化分子数越多,有效碰撞次数越多.
[影响化学反应速率的因素]
(内因):反应物本身的性质。
Ⅱ.条件因素(外因)(也是我们研究的对象):
①.浓度:其他条件不变时,增大反应物的浓度,可以增大活化分子总数,从而加快化学反应速率。值得注意的是,固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数;
②.压强:对于气体而言,压缩气体体积,可以增大浓度,从而使化学反应速率加快。值得注意的是,如果增大气体压强时,不能改变反应气体的浓度,则不影响化学反应速率。
③.温度:其他条件不变时,升高温度,能提高反应分子的能量,增加活化分子百分数,从而加快化学反应速率。
④.催化剂:使用催化剂能等同地改变可逆反应的正、逆化学反应速率。
⑤.其他因素:如固体反应物的表面积(颗粒大小)、光、不同溶剂、超声波等。
图表如下:
影响因素
对化学反应速率的影响
说明或举例
反应物本
身的性质
不同的化学反应有不同的反应速率
Mg粉和Fc粉分别投入等浓度的盐酸中时,Mg与盐酸的反应较剧烈,产生H2的速率较快
浓度
其他条件不变时,增大(减小)反应物的浓度,反应速率增大(减小)
①增大(减小)反应物浓度,单位体积内活化分子数增多(减少),有效碰撞次数增多(减少),但活化分子百分数不变②气、固反应或固、固反应时,固体的浓度可认为是常数,因此反应速率的大小只与反应物之间的接触面积有关,
压强
温度一定时,对于有气体参加的反应,增大(减小)压强,反应速率增大(减小)
①改变压强,实际是改变气体的体积,使气体的浓度改变,从而使反应速率改变②改变压强,不影响液体或固体之间的反应速率
温度
升高(降低)反应温度,反应速率增大(减小)
①通常每升高10℃,反应速率增大到原来的2~4倍②升温,使反应速率加快的原因有两个方面:,反应物分子的能量增加,部分原来能量较低的分子变为活化分子,增大了活化分子百分数,使有效碰撞次数增多(主要方面);,使分子运动加快,分子间的碰撞次数增多(次要方面)
催化剂
增大化学反应速率
催化剂增大化学反应速率的原因:降低了反应所需的能量(这个能量叫做活化能),使更多的反应物分子成为活化分子,增大了活化分子百分数,从而使有效碰撞次数增多
光、反应物颗粒的大小等
将反应混合物进行光照、将块状固体粉碎等均能增大化学反应速率
AgBr、HClO、浓HNO3等见光分解加快,与盐酸反应时,大理石粉比大理石块的反应更剧烈
:
⑴前提——密闭容器中的可逆反应
⑵条件——一定条件的T、P、c——影响化学平衡的因素
⑶本质——V正=V逆≠0
⑷特征表现——各组分的质量分数不变
(5).化学平衡的特征:
逆:研究对象是可逆反应
动:动态平衡。平衡时v正=v逆≠0
等:v正=v逆
定:条件一定,平衡混合物中各组分的百分含量一定(不是相等);
变:条件改变,原平衡被破坏,发生移动,在新的条件下建立新的化学平衡。
【说明】
,但有的逆反应倾向较小,从整体看实际上是朝着同方向进行的,例如NaOH+HCl=NaCl+H2O.
,,若在敞口容器中进行,则反应不可逆,其反应的化学方程式应写为:CaCO
3CaO+CO2↑;若在密闭容器进行时,则反应是可逆的,其反应的化学方程式应写为:CaCO3CaO+CO2
②可逆反应的特点:,反应物都不可能100%地全部转化为生成物.
(2)化学平衡状态.
①定义:一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态.
②化学平衡状态的形成过程:在一定条件下的可逆反应里,若开始时只有反应物而无生成物,根据浓度对化学反应速率的影响可知,,反应物的浓度逐渐减小,生成物的浓度逐渐增大,,ν正=ν逆,各物质的浓度不再发生改变,反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化,这时就达到了化学平衡状态.
⑷.化学平衡的标志:(处于化学平衡时):
①、速率标志:v正=v逆≠0;
②、反应混合物中各组分的体积分数、物质的量分数、质量分数不再发生变化;
③、反应物的转化率、生成物的产率不再发生变化;
④、反应物反应时破坏的化学键与逆反应得到的反应物形成的化学键种类和数量相同;
⑤、对于气体体积数不同的可逆反应,达到化学平衡时,体积和压强也不再发生变化。
【例1】在一定温度下,反应A2(g)+B2(g)2AB(g)达到平衡的标志是(C)




⑸.化学平衡状态的判断:
举例反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡
②各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡
④总压强、总体积、总物质的量一定不一定平衡
正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即v正=v逆平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时生成pmolC,均指v正不一定平衡
③vA:vB:vC:vD=m:n:p:q,v正不一定等于v逆不一定平衡
④在单位时间内生成了nmolB,同时消耗qmolD,因均指v逆不一定平衡
压强①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定)平衡
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)不一定平衡
混合气体的平均分子量①一定时,只有当m+n≠p+q时,平衡
②一定,但m+n=p+q时,不一定平衡
温度任何化学反应都伴随着能量变化,在其他条件不变的条件下,体系温度一定时平衡
体系的密度密度一定不一定平衡
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据图表
例举反应
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
混合物体系中
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
各成分的含量
②各物质的质量或各物质质量分数一定
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V(正)=V(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定)
平衡
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)
不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时
平衡
②Mr一定时,但m+n=p+q时
不一定平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)
平衡
体系的密度
密度一定
不一定平衡
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
:
⑴勒沙持列原理:如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强和温度等),平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。其中包含:
①影响平衡的因素:浓度、压强、温度三种;
②原理的适用范围:只适用于一项条件发生变化的情况(即温度或压强或一种物质的浓度),当多项条件同时发生变化时,情况比较复杂;
③平衡移动的结果:只能减弱(不可能抵消)外界条件的变化。
⑵、平衡移动:是一个“平衡状态→不平衡状态→新的平衡状态”的过程。一定条件下的平衡体系,条件改变后,可能发生平衡移动。即总结如下:
⑶、平衡移动与转化率的关系:不要把平衡向正反应方向移动与反应物转化率的增大等同起来。
⑷、影响化学平衡移动的条件:化学平衡移动:(强调一个“变”字)
①浓度、温度的改变,都能引起化学平衡移动。而改变压强则不一定能引起化学平衡移动。强调:气体体积数发生变化的可逆反应,改变压强则能引起化学平衡移动;气体体积数不变的可逆反应,改变压强则不会引起化学平衡移动。催化剂不影响化学平衡。
②速率与平衡移动的关系:
==v逆,平衡不移动;
Ⅱ.v正>v逆,平衡向正反应方向移动;
Ⅲ.v正<v逆,平衡向逆反应方向移动。
③平衡移动原理:(勒沙特列原理):
④分析化学平衡移动的一般思路:
速率不变:如容积不变时充入惰性气体
强调:加快化学反应速率可以缩短到达化学平衡的时间,但不一定能使平衡发生移动。
⑸、反应物用量的改变对化学平衡影响的一般规律:
Ⅰ、若反应物只有一种:aA(g)=bB(g)+cC(g),(保持容器体积,温度不变)在不改变其他条件时,增加A的量平衡向正反应方向移动,但是A的转化率与气体物质的计量数有关:(可用等效平衡的方法分析)。
①若a=b+c:A的转化率不变;
②若a>b+c:A的转化率增大;
③若a<b+cA的转化率减小。
Ⅱ、若反应物不只一种:aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g),(保持容器体积,温度不变)
①在不改变其他条件时,只增加A的量,平衡向正反应方向移动,但是A的转化率减小,而B的转化率增大。
②若按原比例同倍数地增加A和B,平衡向正反应方向移动,但是反应物的转化率与气体物质的计量数有关:如a+b=c+d,A、B的转化率都不变;
如a+b>c+d,A、B的转化率都增大;
如a+b<c+d,A、B的转化率都减小。
对以上3种情况可分别举例,可让学生加深对概念的理解:
例1:某恒温恒容的容器中,建立如下平衡:2NO2(g)N2O4(g),在相同条件下,若分别向容器中通入一定量的NO2气体或N2O4气体,重新达到平衡后,容器内N2O4的体积分数比原平衡时()
              
解析:2NO2(g)N2O4(g)是气体体积减小的可逆反应。反应达到平衡后,无论向密闭容器中加入还是N2O4气体,可视为加压,平衡都向右移动,达到新平衡时NO2的转化率都增大。答案选A
例2:例一定温度下,将amolPCl5通入一个容积不变的反应器中,达到如下平衡:PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g),测得平衡混合气体压强为p1,此时再向反应器中通入amolPCl5,在温度不变的条件下再度达到平衡,测得压强为p2,下列判断正确的是()
>p2   <p2    %(体积含量)减少
解析:PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)是气体体积增大的可逆反应。如反应达到平衡后,再向密闭容器中加入PCl5,PCl3的物质的量会有增加,此时可视为加压,平衡向左移动,反应达到新的平衡时PCl5在平衡混合物中的百分含量也较原平衡时有所增加,但PCl5的转化率降低。答案选A
例3:2HI(g)H2(g)+I2(g)是气体体积不变的可逆反应,反应达到平衡后,再向固定密闭容器中加入HI,使c(HI)的浓度增大,HI平衡转化率不变。对于气体体积不变的可逆反应,反应达到平衡后增加反应物,达到新的化学平衡时反应物的转化率不变。
由以上三个例题可以总结为:恒温恒容的容器,当增大某物质的量时,可将浓度问题转换为压强问题,增大压强,平衡向气体体积缩小的方向移动,最后再判断转化率变化。
增大压强判断各反应物转化率变化
对于可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),(a+b≠c+d,)在压强变化导致平衡移动时,学生感到困惑的是充入“惰性气体”化学平衡朝哪个方向移动?转化率如何变化?可归纳为以下两方面:
“惰性气体”,化学平衡不移动。因平衡体系的各组分浓度均未发生变化,故各反应物转化率不变。
“惰性气体”,化学平衡向气体体积增大的方向移动。因为此时容器容积必然增大,相当于对反应体系减压,继而可判断指定物质的转化率变化。
变式训练:
在一容积可变的密闭容器中,通入1molX和3molY,在一定条件下发生如下反应:X(g)+3Y(g)2Z(g),到达平衡后,Y的转化率为a%,然后再向容器中通入2molZ,保持在恒温恒压下反应,当达到新的平衡时,Y的转化率为b%。则a与b的关系是()
=b     >b         <b      
2、两个体积相同的密闭容器A、B,在A中充入SO2和O2各1mol,在B中充入SO2和O2各2mol,加热到相同温度,有如下反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g),对此反应,下述不正确的是()
>A >A
=A >A
3、一定量混合气体在密闭容器中发生如下反应:xA(气)+yB(气)nC(气),达到平衡后,。保持温度不变将容器的容积扩大1倍,再达平衡时,,则下列叙述中正确的是()
A、x+y<n B、该化学平衡向右移动
C、B的转化率增大 D、C的体积分数减小
一定温度下,在一个体积可变的密闭容器中加入2molH2和2molN2,建立如下平衡:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)相同条件下,若向容器中再通入1molH2和,()


5、某温度下的密闭容器中发生如下反应:2M(g)+N(g)2E(g),若开始时只充入2molE(g),达平衡时,混合气体的压强比起始时增大了20%;若开始时只充入2molM和1molN的混合气体,则达平衡时M的转化率为()
%              %             %          %
参考答案:1、A2、C3、D4、A5、C
总之,判断转化率的变化关键是正确判断平衡移动的方向,当增大物质的浓度难以判断平衡移动的方向时,可转化为压强问题进行讨论;当增大压强难以判断平衡移动的方向时,可转化为浓度问题进行讨论。教师在教学中不断培养学生解决化学平衡问题的技巧和方法,则学生的思维将得以拓展,化学平衡移动原理就能运用自如。
4、等效平衡问题的解题思路:
⑴、概念:同一反应,在一定条件下所建立的两个或多个平衡中,混合物中各成分的含量相同,这样的平衡称为等效平衡。
⑵分类:
①等温等容条件下的等效平衡:在温度和容器体积不变的条件下,改变起始物质的加入情况,只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边同一边物质的物质的量相同,则两平衡等效,这种等效平衡可以称为等同平衡。
②等温等压条件下的等效平衡:在温度和压强不变的条件下,改变起始物质的加入情况,只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边同一边物质的物质的量比值相同,则两平衡等效,这种等效平衡可以称为等比例平衡。
③等温且△n=0条件下的等效平衡:在温度和容器体积不变的条件下,对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应,只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边任意一边物质的物质的量比值相同,则两平衡等效,这种等效平衡可以称为不移动的平衡。
【归纳】等效平衡规律:
对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),在两种不同起始状态下反应,达平衡后互为等效平衡的条件是:
反应条件 系数关系 等效平衡条件
若m+n≠p+q 极限转化后起始投料必须完全相同
恒温恒容
若m+n=p+q 极限转化后起始投料比相同(或投料完全相同)
恒温恒压 极限转化后起始投料比相同(或投料完全相同)
5、速率和平衡图像分析:
⑴分析反应速度图像:
①看起点:分清反应物和生成物,浓度减小的是反应物,浓度增大的是生成物,生成物多数以原点为起点。
②看变化趋势:分清正反应和逆反应,分清放热反应和吸热反应。升高温度时,△V吸热>△V放热。
③看终点:分清消耗浓度和增生浓度。反应物的消耗浓度与生成物的增生浓度之比等于反应方程式中各物质的计量数之比。
④对于时间——速度图像,看清曲线是连续的,还是跳跃的。分清“渐变”和“突变”、“大变”和“小变”。增大反应物浓度V正突变,V逆渐变。升高温度,V吸热大增,V放热小增。
⑵化学平衡图像问题的解答方法:
①三步分析法:一看反应速率是增大还是减小;二看△V正、△V逆的相对大小;三看化学平衡移动的方向。
②四要素分析法:看曲线的起点;看曲线的变化趋势;看曲线的转折点;看曲线的终点。
③先拐先平:对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),在转化率-时间曲线中,先出现拐点的曲线先达到平衡。它所代表的温度高、压强大。这时如果转化率也较高,则反应中m+n>p+q。若转化率降低,则表示m+n<p+q。
④定一议二:图像中有三个量时,先确定一个量不变,再讨论另外两个量的关系。化学反应速率化学反应进行的快慢程度,用单位时间反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
平衡图像典型专题训练
解化学平衡图像题的技巧
弄清横坐标和纵坐标的意义。
2、弄清图像上点的意义,特别是一些特殊点(如与坐标轴的交点、转折点、几条曲线的交叉点)的意义。
3、弄清图像所示的增、减性。
4、弄清图像斜率的大小。
5、看是否需要辅助线。
6、看清曲线的起点位置及曲线的变化趋势
7、先出现拐点的曲线先平衡,所处的温度较高或压强较大;还可能是使用正催化剂
8、定压看温度变化;定温看压强变化。
5[化学平衡常数]在一定温度下,当一个可逆反应达到平衡状态时,生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数,这个常数叫做化学平衡常数,.
(1)平衡常数K的表达式:对于一般的可逆反应:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
当在一定温度下达到化学平衡时,该反应的平衡常数为:
【注意】:
在平衡常数表达式中,反应物A、B和生成物C、D的状态全是气态,c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度.
,他们的浓度看做是一个常数,,反应在高温下Fe3O4(s)+4H23Fe(s)+H2O(g)的平衡常数表达式为:
又如,在密闭容器中进行的可逆反应CaCO3(s)CaO(s)+CO2↑的平衡常数表达式为:K=c(CO2)
:
N2+3H22NH3
2NH3N2+3H2
N2+H2NH3
显然,K1、K2、K3具有如下关系:,
(2)平衡常数K值的特征:
①K值的大小与浓度、,在一定温度下,不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何,也不论是否使用催化剂,达平衡时,平衡常数均相同.
②,温度不变时,K值不变(而不论反应体系的浓度或压强如何变化);温度不同时,,在使用平衡常数K值时,必须指明反应温度.
(3)平衡表达式K值的意义:
①:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),如果知道在一定温度下的平衡常数,并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度,就可以判断该反应是否达到平衡状态,如果没有达到平衡状态,则可判断反应进行的方向.
将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积,与某一时刻时的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值,叫做浓度商,:
当Q=K时,体系达平衡状态;当Q<K,为使Q等于K,则分子(生成物浓度的乘积)应增大,分母(反应物浓度的乘积)应减小,因此反应自左向右(正反应方向)进行,直至到达平衡状态;同理,当Q>K时,则反应自右向左(逆反应方向)进行,直至到达平衡状态.
②表示可逆反应进行的程度.
K值越大,正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大,反应物的浓度小),反应物的转化率越高;K值越小,正反应进行的程度越小,逆反应进行的程度越大,反应物的转化率越低.
通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
表达式:△v(A)=△c(A)/△t
单位:mol/(L·s)或mol/(L·min)
影响化学反应速率的因素:温度,浓度,压强,催化剂。
另外,x射线,γ射线,固体物质的表面积也会影响化学反应速率
化学反应的计算公式:
例对于下列反应:mA+nB=pC+qD
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
对于没有达到化学平衡状态的可逆反应:v(正)≠v(逆)
影响化学反应速率的因素:
压强:
对于有气体参与的化学反应,其他条件不变时(除体积),增大压强,即体积减小,反应物浓度增大,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,反应速率加快;反之则减小。若体积不变,加压(加入不参加此化学反应的气体)反应速率就不变。因为浓度不变,单位体积内活化分子数就不变。但在体积不变的情况下,加入反应物,同样是加压,增加反应物浓度,速率也会增加。
温度:
只要升高温度,反应物分子获得能量,使一部分原来能量较低分子变成活化分子,增加了活化分子的百分数,使得有效碰撞次数增多,故反应速率加大(主要原因)。当然,由于温度升高,使分子运动速率加快,单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快(次要原因)
催化剂:
使用正催化剂能够降低反应所需的能量,使更多的反应物分子成为活化分子,大大提高了单位体积内反应物分子的百分数,。
浓度:
当其它条件一致下,增加反应物浓度就增加了单位体积的活化分子的数目,从而增加有效碰撞,反应速率增加,但活化分子百分数是不变的。
其他因素:
增大一定量固体的表面积(如粉碎),可增大反应速率,光照一般也可增大某些反应的速率;此外,超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。
溶剂对反应速度的影响
在均相反应中,溶液的反应远比气相反应多得多(有人粗略估计有90%以上均相反应是在溶液中进行的)。但研究溶液中反应的动力学要考虑溶剂分子所起的物理的或化学的影响,另外在溶液中有离子参加的反应常常是瞬间完成的,这也造成了观测动力学数据的困难。最简单的情况是溶剂仅引起介质作用的情况。
在溶液中起反应的分子要通过扩散穿周围的溶剂分子之后,才能彼此接触,反应后生成物分子也要穿国周围的溶剂分子通过扩散而离开。
扩散——就是对周围溶剂分子的反复挤撞,从微观角度,可以把周围溶剂分子看成是形成了一个笼,而反应分子则处于笼中。分子在笼中持续时间比气体分子互相碰撞的持续时间大10-100倍,这相当于它在笼中可以经历反复的多次碰撞。
笼效应——就是指反应分子在溶剂分子形成的笼中进行多次的碰撞(或振动)。这种连续反复碰撞则称为一次偶遇,所以溶剂分子的存在虽然限制了反应分子作远距离的移动,减少了与远距离分子的碰撞机会,但却增加了近距离分子的重复碰撞。总的碰撞频率并未减低。
据粗略估计,在水溶液中,对于一对无相互作用的分子,在依次偶遇中它们在笼中的时间约为10-12-10-11s,在这段时间内大约要进行100-1000次的碰撞。然后偶尔有机
会跃出这个笼子,扩散到别处,又进入另一个笼中。可见溶液中分子的碰撞与气体中分子的碰撞不同,后者的碰撞是连续进行的,而前者则是分批进行的,一次偶遇相当于一批碰撞,它包含着多次的碰撞。而就单位时间内的总碰撞次数而论,大致相同,不会有商量级上的变化。所以溶剂的存在不会使活化分子减少。A和B发生反应必须通过扩散进入同一笼中,反应物分子通过溶剂分子所构成的笼所需要的活化能一般不会超过20kJ