普通化学 PPT课件-第四章 化学反应速率.ppt

1、 第四章第四章 化学反应速率化学反应速率4.1 化学反应速率的概念 化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示。浓度单位用molL1表示，时间单位可用s、min、h等，故反应速率的单位为molL1s1，molL1min1，molL1h1 等。如: N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) 起始浓度(mol/L) 1.0 3.0 04秒后(mol/L) 0.4 1.2 1.211)(11)(11)(30. 0402 . 145. 040 . 32 . 115. 040 . 14 . 0322SLmolvSLmolvSLmolvNHHN 规定:以各个不同的速率项除以各自在

2、反应式中的计量系数表示反应的反应速率.1115. 03121223SLmolvvvvNHNH瞬时速率: 化学反应进行到某一时刻的速率.对于化学反应:dtZdcdtYdcdtBdcdtAdcZYBAZYBAYBA)(1)(1)(1)(1dtdctcvtlim011112112113)(2)()(2)(3_;_)(;_)(;0 . 2)(6454SLmolSLmoldtOHdcSLmoldt OdcSLmoldtNHdcOHNOONHgggg则在某一时刻时，例：反应dt)SO(dC23dt)SO(dC212dt)SO(dC22dt)SO(dC2例:反应2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

3、的反应速率可以表示为= ，也可以表示为（ ） A. B. C. D. dt)O(dC24.2 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素4.2.1 浓度对化学反应速率的影响1.基元反应与非基元反应 化学动力学中,按反应机理不同,分为基元反应和非基元反应.反应机理: 反应物到产物所经历的途径.如: H2(g) + I2(g) = 2 HI(g) 的反应机理如下: (1) I2 2 I (快反应) (2) H2 + I + I = 2 HI (慢反应)2.质量作用定律 1863年,挪威学者古德堡(Guldberg)和威格(Wagge)在大量事实基础上提出了质量作用定律.非基元反应:如果一个反应由

4、两个或两个以上基元反应 组成,即为非基元反应或复杂反应.基元反应:反应物微粒直接碰撞一步实现的反应.如: NO2(g) + CO(g) = NO(g) + CO2(g) 其中慢的基元反应决定整个反应的速率,称为非基元反应的速度决定步骤. 在一定温度下,基元反应的化学反应速率与各反应物摩尔浓度（以方程式中该物质的计量系数为指数）的乘积成正比。 对于任一基元反应： a A + b B = g G + h H)()(BcAcba-质量作用定律的数学表达式(速率方程式) 速率方程式中的k称为速率常数，其数值为在一定条件（温度、催化剂）下，当各反应物浓度均为1molL1时的化学反应速率。k值决定于反应的

5、本性和反应温度。k值一般都由实验测定。式中(a+b)称为反应总级数.说明: (1)速率常数k的单位:11SLmol11SmolL(2) a+b称为反应总级数, a为反应物A的级数,b为反应物B的级数.反应级数可以为0,自然数,也可以是分数. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 H2(g) + I2(g) =2 HI(g) 0级反应一级),()(22IcHck级反应，5 . 1)()(22/12ClcHck)(2)()(22gHClgClgH例1:某一反应的速度决定步骤 2A(g) + B(g) = 3C(g), 将1mol A(g)和2 mol B(g)混合， 反应立即发生，当A.

6、B都用掉一半时, 反应速度是反应初始速度的_倍；当A.B都用掉2/3时，反应速度是初始速度的_倍。例2:已知反应2NO(g) + 2H2(g) = N2(g) + 2H2O(g)的反应机理为: （1） NO + NO = N2O2 (快) （2）N2O2 + H2 = N2O + H2O (慢) （3）N2O + H2 = N2 + H2O (快) 则总反应速率方程式为: A. = kc2(NO)c2(H2) B. = kc(NO)c(H2) C. = kc2(NO)c(H2) D. = kc2(NO)例3:给定条件下,反应2NO + 2H2 = N2 + 2H2O 分两步进行, I. 2NO

7、 + H2 = N2 + H2O2 (慢) II. H2O2 + H2 = 2H2O (快) 若容器体积减至原来的一半,则反应速率变为原来的( )倍? A. 2 B. 4 C. 8 D. 16 例:在600K时,反应2NO+O2=2NO2的实验数据如下:(1)写出上述反应的速率方程式,计算反应级数;(2)计算速率常数;(3)当c(NO)=0.015mol/L,c(O2)=0.025mol/L时, v=?3. 0级反应和一级反应4.2.2 温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响1.VanT Hoff 规则温度每升高10,反应速率就增大到原来的2-4倍.)42()()10(rrntnt其中例:如

8、果在某温度范围内, 温度升高10, 反应速率增大1倍,那么在55时的反应速率是25时反应速率的_倍; 100时的反应速率是25时的_倍. 温度升高,反应速率加快的根本原因:体系活化分子百分数增加.2、Arrhenius公式公式RTEaeA 1887年瑞典物理化学家Svandte Arrhenius在大量实验事实的基础上提出了反应速率常数和温度之间的关系式 式中 k为速率常数,A为指前因子,Ea反应活化能.在一定的温度范围内,Ea和A不随温度改变,对于给定的化学反应,Ea为定值.3.活化能对反应速率的影响TREaATREaA1303. 2lglg1lnln 由图可知:(1)对于活化能不同的化学反

9、应，在同一温度下,活化能越大，其反应速率越小.(3) 对于一给定化学反应，例如反应，如果要把反应速率增加9倍，例如在低温区，k值从10增加到100，只需升温666.7K - 500K =166.7K，而在高温区,k值从1000 增加到10000 则需要升温2000K1000k =1000K。这便说明一个反应在低温时速率随温度变化比在高温敏感得多。(2)对于活化能不同的两个化学反应，活化能较大的反应，其反应速率随温度增加较快，升温对活化能较大的反应更有利。4. 活化能的计算)11(303. 2lg,1303. 2lglg1lnln21122211TTREaTTTREaATREaA则：时，对应的速

10、率常数为设温度为时，对应的速率常数为设温度为例:300K时鲜牛奶4小时变质，但在277K 时保存48小时，则牛奶变质反应的活化能为（ ） A.无法计算 B. +5.75 KJmol-1 C.-74.5 KJmol-1 D. +74.5 KJmol-1例2:一反应的活化能为85 KJ mol-1, 则该反应在400.15K时的反应速率是300.15K时的_倍.4.3 化学反应速率理论化学反应速率理论4.3.1 反应速率碰撞理论1918年, Lewis根据气体分子运动论,提出碰撞理论.内容:(1)化学反应过程是反应物分子相互碰撞,分子中化学键被打开,继而建立新的化学键的过程.只有活化分子间的碰撞才

11、可能发生化学反应.(2)活化分子间的碰撞只有在取向适当的条件下才能发生反应. 所以活化分子间的碰撞不一定是有效碰撞;但有效碰撞一定是活化分子间的碰撞.4.3.2 反应速率过渡态理论三十年代, Eyring(艾林)提出过渡态理论. 反应物在相互接近时要经过一个中间过渡状态，即形成一种“活化络合物”，然后再转化为产物。这个过渡状态就是活化状态，如 A + BC ABC AB + C反应物 活化络合物 产物（始态） （过渡态) （终态）例:反应 2AB(g) = A2(g) + B2(g), 正反应的活化能Ea(+) = 44.3 KJ mol-1, AB的fHm = 1.35 KJ mol-1, 逆反应的活化能应为：_.4.4 催化剂对化学反应速率的影响图图3 有无催化剂时的反应历程有无催化剂时的反应历程 催化作用的特点:(1)催化剂参与化学反应,改变反应历程,降低反应活化能.(2) 催化剂不改变反应体系的热力学状态,即不改变反应的热效应.(3)催化剂的加入,不影响化学平衡,不改变反应的平衡常数.(4)催化剂的加入,不改变化学反应的反应方向.(5)催化剂具有高效性和专一性.