《普通化学》--4化学反应速率PPT课件.ppt

1、普通化学网络课件,授课教师 ： 许 迪 欧 单 位 ： 化学教研室,第四章 化学反应速率,Chapter 4 Chemical Reaction Rate,一、化学反应速率的概念 二、浓度对化学反应速率的影响 三、温度对化学反应速率的影响 四、反应速率理论简介,第一节 化学反应速率的概念,化学反应速率：(对于等容反应） 单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的 增加来表示. 浓度常用moll-1，时间常用s，min，h 反应速率又分为平均速率（average rate）和 瞬时速率（instaneous rate）两种表示方法,实际工作中如何选择，往往取决于哪一种 物质更易通过实验监测其浓度变

2、化,对于一般的化学反应,内因：毫无疑问，反应速率首先决定 于反应物本身的性质,外因：浓度 温度 催化剂 接触面积,对于某一化学反应的快慢影响因素,二、质量作用定律和速率方程,当其他条件一定（如T，反应物等）时，反应物浓度越大，化学反应的速率越快。 对于有气体参加的化学反应，增大系统的压力，就意味着增加气体反应物的浓度，反应速率也会随之增大,如在温度恒定情况下, 增加反应物的浓度可以增大反应速率,质量作用定律指出: 在一定温度下，反应速率与反应物浓度的乘积成正比。 表明反应物浓度与反应速率之间定量关系的数学表达式称为速率方程,对于基元反应： 根据质量作用定律，其速率方程为,说明： 1. 质量作用

3、定律只适用于基元反应。 2. K为速率常数，数值等于反应物浓度均为 1molL-1时反应速率的值，一般由实验测得。 由反应物的本性决定，与浓度无关。 改变温度或Cat， K也变化。 3. 复杂反应的速率方程只能通过实验获得！ 即使由实验测得的反应级数与反应方程式 中反应物计量数之和相等，该反应也不一定 就是基元反应,设反应的速率方程为 v = k c(NH4+) n c(NO2- ) m 由实验1和2可知： v2 : v1 = 2.00 = (2.0) m m = 1 同理可得 n = 1 v = k c(NH4+) c(NO2-,例题P78 4.1,三、反应级数,一）反应级数 反应速率方程中

4、反应物浓度项的幂指数之和称为反应级数。基元反应都具有简单的级数，而复合反应的级数可以是整数或分数。 反应级数反映了反应物浓度对反应速率的影响程度。反应级数越大，反应物浓度对反应速率的影响就越大。 反应级数通常是利用实验测定的,速率常数的单位是不同的； 速率常数越大，表明反应进行的越快； 速率常数大小受多因素的影响，最重要的是温度。温度每升高 10K，速率常数增大2-4倍。 速率常数只是一个比例系数,是排除浓度对速率的影响时表征反应 速率的物理量,反应级数与速率方程的关系,二,反应级数与化学计量方程式的关系,一、范特霍夫规则 温度每升高 10 K，化学反应速率大约增加到原来的2 4 倍。这一规则

5、称为 规则。 温度对化学反应速率的影响，其实质是温度对速率常数的影响。 若以 k( T ) 和 k(T10K) 分别表示温度为 T 和 T10 K 时的速率常数，则有如下关系,第三节 温度对化学反应速率的影响,式中的 称为温度因子， 。 当温度由T 升高到 Ta10K 时，可得,速率常数 k 的大小取决于反应的活化能Ea 和指数因子A，但由于A 处于对数项中， 对 k 的影响远较 Ea 为小，故k 的大小主要由 Ea 决定，Ea越小，lnk 就越大，k 也就越大,二、 阿仑尼斯（Arrhenius） 方程 1889年，Arrhenius 根据大量实验数据，总结出速率系数与温度之间的关系为： 若

6、以对数形式表示，则为,A 为常数，指前因子； Ea反应的活化能,若某一反应在T1 时的速率系数为 k(T1), 在T2 时的速率系数为k(T2)，则有,或,应用Arrhenius方程时，还应注意到下列问题,Ea处于方程的指数项中，对k有显著影响，在室温下， 每增 加 4kJmol-1， k值降低约80,温度升高，k增大，一般反应温度每升高10，k将增大24倍,对不同反应，升高相同温度， Ea大的反应k增大的倍数多。因此升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用,根据 对同一反应，升高一定温度，在高温区Ea 增加较少。因此对于原本反应温度不高的反应 ,可采用升温的方法提高反应速率,1.已知T1k1，

7、 T2k2，求Ea,阿仑尼斯（Arrhenius） 方程式的应用,2.由Ea计算反应速率常数,例题 P81 4.2,一、碰撞理论,碰撞理论认为：化学反应的实质是原子的重新组合，在组合过程中，必须破坏反应物分子中的化学键，才能形成产物分子中的化学键。而旧化学键的断裂和新化学键的形成，是通过反应物分子间的相互碰撞来实现的。在反应物分子的无数次碰撞中，只有极少数的碰撞才能发生化学反应。这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。能够发生有效碰撞的分子称为活化分子，它比普通分子具有更高的能量,第四节 反应速率理论简介,以气体分子运动论为基础，主要用于气相双分子反应,只有活化分子与活化分子碰撞 才能发生化学

8、反应，这样的碰撞 叫做有效碰撞,理论要点: 化学反应发生的先决条件是反应物分子间的相互碰撞。 只有活化分子发生的有效碰撞才能使反应发生。 活化能是活化分子具有的最低能量与反应分子的平均能量之差。即：Ea = Ec = E1 E平,在一定温度下，反应的活化能越大，活化分子的分子百分数越小，活化分子越少，有效碰撞次数就越少，因此化学反应速率越慢； 反应的活化能越小，活化分子的分子百分数越大，活化分子越多，有效碰撞次数就越多，化学反应速率越快。 除了要考虑反应物分子间的碰撞频率和反应物的活化能外，还要考虑碰撞时分子的空间取向。活化分子要发生有效碰撞，它们彼此间的取向必须适当,反应速率与碰撞频率Z，分子有效碰撞分数f，以及方位因子p有关,碰撞理论解释化学反应动画演示,二、过渡状态理论,过渡状态理论认为: 化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，而是反应物分子要经过一个中间过渡状态，形成活化配合物。反应物与活化配合物之间很快达到化学平衡，化学反应的反应速率由活化配合物的分解速率决定。 反应过程可表示为,过渡态理论是1935年由艾林(Eyring)和波兰尼（Polany