无机与分析化学第三章化学反应的速率和限度课件

无机与分析化学第三章化学反应的速率和限度幻灯片本课件PPT仅供大家学习使用学习完请自行删除，谢谢！本课件PPT仅供大家学习使用学习完请自行删除，谢谢！§3-1化学反应速率一、化学反应速率的表示方法反应速率是指给定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速率，常用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mol.L-1，时间常用s，min，h。反应速率分为平均速率和瞬时速率两种表示方法。1.平均速率例如反应2NO2(g)→2NO(g)+O2(g)在一定时间内反应物及产物浓度的变化实验数据如下（300℃）TimePeriod(s)4.2×10-52.8×10-52.0×10-51.4×10-51.0×10-50→5050→100100→150150→200200→250那么前50s内反应的平均速率为：同样可计算出其它时间间隔的平均速率：==▲实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易通过试验监测其浓度变化.显然，用反应物或产物表示都可以，但速率大小不同。例如反应2NO2(g)→2NO(g)+O2(g)，则有：

2.瞬时速率C(N2O5)/mol·L-1Rate/mol(L·s-1)0.905.4×10-40.452.7×10-4

瞬时速率只能用作图的方法得到，例如对于反应（45℃）：2N2O5→4NO2+O2同样，对于反应：mA+nB====xG+yD则有：二、化学反响速率理论

反应历程:化学反应经历的途径称为反应历程(或反应机理)。基元反应:反应物微粒(分子、原子、离子或自由基)经一步作用就直接转化为生成物的反应称为基元反应。简单反应:由一个基元反应组成的化学反应称为简单反应。复杂反应:由两个或两个以上的基元反应组成的化学反应称为复杂反应。定速步骤:复杂反应历程中速率最慢的基元反应称为复杂反应的定速步骤。1.化学反应历程2.化学反应速率理论简介(1)有效碰撞理论理论要点:①化学反应发生的先决条件是反应物分子间的相互碰撞。②只有活化分子发生的有效碰撞才能使反应发生。③活化能是活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差。即：Ea=E1–E平

气体分子能量分布曲线(2)过渡状态理论理论要点:①化学反应的实质是反应物分子内部原子的重新组合。②高能量的反应物分子发生定向碰撞形成活化配合物（又称过渡状态）。③活化能是活化配合物的势能与反应物的平均势能之差。Ea正

Ea逆

=rH§3-2影响化学反应速率的因素一、浓度对化学反应速率的影响1．质量作用定律在一定温度下，基元反应的速率与各反应物的浓度（以反应方程式中的计量系数为指数）的乘积成正比。基元反应：mA+nB=xG=k﹒(cA)m·(cB)n注：速率方程中反应物的浓度只涉及气体或溶液的浓度。2．反应级数速率方程中各反应物浓度的指数和。

基元反应mA+nB=xG=k﹒(cA)m·(cB)nm+n表示该反应级数。对于物质A是m级反应，对物质B是n级反应反应级数的意义：①表示了反应速率与物质的量浓度的关系；②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关。

3．速率常数关于速率常数k:①可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的反应速率；②k由化学反应本身决定，是化学反应在一定温度时的特征常数；③相同条件下，k值越大，反应速率越快；④k的数值与反应物的浓度无关。受温度、催化剂影响。速率常数的单位：

对一级反应：s-1对二级反应：mol-1·l·s-1对三级反应：mol-2·l2·s-1对零级反应：mol·l-1·s-1【总结】

I、对于基元反应：直接根据反应式写出速率方程；II、已知反应机理的复杂反应：根据定速步骤写出速率方程；III、不知机理的复杂反应：由实验法确定速率方程。

二、温度对化学反响速率的影响

1．范特霍夫规则

2．阿仑尼乌斯方程式及其应用A： 反应的频率因子，对确定的化学反应是一常数，A与k同一量纲；Ea： 反应活化能；

R： 8.314J·mol-1·K-1

T： 热力学温度温度影响化学反应速率的原因温度升高，大多数化学反应的速度加快●分子运动速率加快,反应物分子间碰撞频率增大.●

活化分子百分数增大原因：阿仑尼乌斯公式的应用(1)求反应的活化能①作图法

Y=aX+b做图斜率②根据二点进行计算

或

对反应2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)，若有下列数据，计算其反应的活化能.T(℃)T(K)1/T(K)k(s-1)ln(k)202933.41×10-32.0×10-5-10.82303033.30×10-37.3×10-5-9.53

403133.19×10-32.7×10-4-8.22503233.10×10-39.1

×10-4-7.00603333.00×10-32.9×10-3-5.84

Example

k-T图lnk-1/T图=-1.2×104K=∴Ea=-R(slope)=-(-8.314J/K·mol)(-1.2×104K)=1.0×105J/mol(2)求反应的速率常数或(3)解释一些速率规律:①温度升高,反应速率加快。②活化能越大,反应速率越小。③活化能越大,反应速率随温度的变化越大(或:改变温度,对活化能大的反应速率影响大)。④化学反应在低温区速率随温度的变化比高温区大.三、催化剂对化学反应速率的影响催化作用的特征:1.催化剂只能改变反应速率,不能改变反应方向。2.催化剂只能缩短可逆反应达到平衡的时间,不能改变平衡状态。3.催化剂参与反应过程,改变反应途径,降低反应活化能。E1E2AK+BA+KAB+K势能过程EaEa§3-3化学反响的限度---化学平衡

一、化学平衡常数

1.实验平衡常数对于一般反应aA+Bb=dD+eE

压力平衡常数（气体）p→平衡分压C→平衡浓度浓度平衡常数2.标准平衡常数（热力学平衡常数）

对溶液反应aA（aq)+Bb（aq)=dD（aq)+eE（aq)

对气相反应aA（g)+Bb（g)=dD（g)+eE（g)cθ=1mol·l-1

Pθ=100Kpa象这样用相对平衡浓度和相对平衡分压来表示的平衡常数称为标准平衡常数。关于标准平衡常数的几点说明:（1）同一反应式,如果书写形式不同,则平衡常数的表达式不相同。（2）气体以相对平衡分压表示,溶液以相对平衡浓度表示,纯固(液)体不写入平衡常数的表达式中。（3）在水溶液中的反应,水的浓度不写入平衡常数的表达式中。（4）总反应的平衡常数等于分步反应的平衡常数之积(即如果反应式相加减,则平衡常数相乘除)。二、化学反应等温方程式某一化学反应：mA(g)+nB(g)xG(g)+yD(g)

pA、pB、pG、pD为任意状态（非平衡状态）时的分压。

(pG/p)x

·(pD/p)y

Q

=(pA/p)m

·(pB/p)nQ称为反应商热力学已证明：在等温等压下有△rGm=△rGmθ+RTlnQ①达平衡状态时△rGm=0，此时Q=Kθ

则有△rGmθ=—RTlnKθ②可见△rGmθ决定Kθ，即一个反应限度由△rGmθ决定而不是由△rGm决定。将②代入①有：△rGm=—RTlnKθ+RTlnQ=RTln

此式称为化学反应等温方程式。【应用】由Q与Kθ的相对大小来判断反应进行的方向

Q<K时，反应正向进行，此时rGm<0；Q>K时，反应逆向进行，此时rGm>0；Q=K时，反应达到平衡，此时rGm=0。例求2NO2(g)———N2O4(g)298K时的K解：

查表得 fGm(NO2，g)=51.30kJ·mol－1 fGm(N2O4，g)=97.82kJ·mol－1

故K=6.88rGm=fGm(N2O4，g)－2fGm(NO2，g) =97.82－51.302=－4.87(kJ·mol－1)

又如 CaCO3(s)———CaO(s)+CO2(g)查表得fGm值，计算出rGm=130kJ·mol－1

求出

K=1.610－23

这说明，298K时CaCO3表面CO2的平衡分压是

1.610－18Pa。若CO2分压低于此值，则298K时CaCO3将要分解。即这个数据的实际意义是什么？=1.610－23p=1.610－231.0105Pa=1.610－18Pa三、化学平衡的移动平衡移动：从旧的平衡状态转变为新的平衡状态的过程，称为平衡移动。改变平衡体系的条件之一，如浓度（压力）、温度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。1.浓度对化学平衡的影响对于化学反应aA+bBgG+dD,

rG=-RTlnK

+RTlnQ＝RTlnQ/K

增大反应物浓度或减小生成物浓度时，Q减小，那么，rG<0,平衡正向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度时，Q增大，那么，rG

>0,平衡逆向移动。2.压力对化学平衡的影响(1)系统等温压缩或膨胀(2)系统等温定压(总压不变)下充入惰性气体(3)系统等温定容下充入惰性气体3.温度对化学平衡的影响

温度的变化，将使K改变，从而影响平衡。

rGm=－RTlnK，

rG