化学反应速率ppt

化学反应速率一、速率的表示方法二、速率方程—质量作用定律三、Arrhenius方程四、反应速率从理论简介*化学反应速率及表示方法1．定义：

表示某时刻反应进行的快慢。2．表示方法：

平均速率——单位时间内某物质浓度的改变，单位mol·L-1·s-1。例：

2A+B2——→2AB

vA

＝－△cA/△t

vB

＝－△cB/△t

vAB

＝△cAB/△t对同一个反应速率一致，则要将反应式中的计量系数考虑进去：

vA

＝－△cA/2△t

＝－△cB/△t

＝△cAB/2△t

浓度—时间变化曲线

浓度对反应速率的影响1、基元反应基元反应（elementayreaction）也称为简单反应，反应物分子间相互作用直接一步转化生成产物的反应。例NO2+CO——NO+CO22NO2——2NO+O2

2、非基元反应*有两个或两个以上基元反应组成的化学反应，也称为总反应（overallreaction）。常见的非基元反应有连续反应、平行反应（有机化学的反应中常见）等。

k1

k2A====B—→Pk-1第一步是可逆的，第二步反应慢。

k1

k2A——→B——→P两步都不是可逆的。

k1AB平行反应

k2C非基元反应的速率与反应中的控制步骤有关。决定总反应速率的步骤称为控速步骤。

3、质量作用定律、速率方程从实验可知，增加反应物浓度，反应速率加快。简单反应的反应速率与反应物浓度之间的定量关系称为质量作用定律。一定温度下，化学反应速率和反应物浓度方次的乘积成正比，反应物浓度的方次数等于化学反应式中各相应物质的计量系数。这个关系称为质量作用定律。某一基元反应

aA+bB→gG+hH该反应的质量作用定律表达式

v＝k[A]a[B]b

＝kCAaCBb式中a和b是反应物A、B的计量系数，k是比例常数，称为速率常数。k是温度的函数。浓度改变不会影响k值。当[A]＝[B]＝1mol/L，则v＝k，所以k是反应物浓度均为单位浓度时的反应速率。k值大小可反映出该反应的v大小，与反应的本质有关，有量纲。质量作用定律也称速率方程，a、b数值可反映出浓度改变对化学反应速率影响程度的高低，称为A、B的反应级数，a+b是总反应级数。必须指出，质量作用定律只适用于基元反应。反应级数与速率方程的关系反应级数反应速率方程表达式速率常数的量纲

0v

＝kcoA＝kmol·L-1·s-1

1v

＝

kcA

s-1

2v

＝kcAcB

mol-1·L·s-13v

＝kc3A

，v

＝kc2AcB

，

mol-2·L2·s-1

对于n级反应k的量纲为：mol-(n-1)·L(n-1)·s-1

1、Arrhenius方程1889年瑞典化学家Arrhenius提出了温度和反应速率常数之间的关系式，称为Arrhenius方程式：

k

＝Ae-Ea/RT

其中：A—指前因子；e—自然对数；Ea—反应的活化能；T—反应的温度；R—气体常数。温度对反应速率的影响2、Arrhenius方程的应用计算反应的活化能：假定某一反应，在温度T1和T2时的速率常数分别为k1和k2，则可以导出下列关系式：

k1

Ea(T1-T2)

ln—＝—————

k2

RT1T2分子的能量分布曲线活化分子百分数的增加

例1：在298K，Ea＝100kJ·mol-1，v＝k[A][B]，解答下列问题（1）A、B各增加10%，v增大多少？（2）△T＝10，T2＝308K，v增大多少？（3）Ea＝50kJ·mol-1，△T＝10，v增大多少？解：（1）v＝k[A][B]＝k[A+0.1A][B+0.1B]

＝k[1.1A][1.1B]＝1.21k[A][B]（2）lnk2/k1＝Ea(T2–T1)/RT1T2

＝1000×100(308－298)/8.314×308×298

＝1.3

k2/k1＝3.67（3）Ea＝50kJ·mol-1，与（2）相同做法得到：

k2/k1＝1.9从例题中得到的结果可见：温度增加相同数值时，活化能高的反应速度增加得多，即活化能高的反应受温度影响的程度大。反应速度理论简介＊一、碰撞理论化学反应发生的首先是反应物分子之间要互相碰撞，能发生反应的碰撞称为有效碰撞。发生有效碰撞的分子为活化分子。活化分子所具有的最低能量与分子的平均能量之差称为活化能Eao活化能（actatedenergy）可以理解为要使1mol具有平均能量的分子变成活化分子所需吸收的最低能量。

反应活化能越大，活化分子所占的百分数就越少，，因而反应速率就慢。反之，如果活化能越小，反应速率就越大。

f=e-Ea/RT

f为能量因子，发生反应的分子具有的能量因素。要产生有效碰撞，反应物分子除了具有足够能量外，碰撞时还一定要有适当的取向，否则即使以极高速率碰撞，也可能是无效的。取向因子为P。

v=Z*P*f=Z*P*

e-Ea/RT由此可知：能量Ea越高，反应速率越小，原因是——活化分子数目少，可能发生有效碰撞的次数少，速率低。例如：反应实例

二、过渡状态理论过渡态理论又称活化络合物理论。理论认为：化学反应并不是通过的反应物之间的简单碰撞完成，而是必须经过一个中间过渡状态。某反应：

A+BC→[A···B···C]→AB+C[A···B···C]称为中间态——活化络合物。正反应的活化能为Ea1，逆反应的活化能为Ea2

。反应物要成为活化络合物，它的能量必须比反应物的能量高出Ea1，Ea1就是反应的活化能。反应历程-势能图

过渡状态中的能量关系从图可以看出逆反应的活