3.化学反应速率和化学平衡.ppt

1、第三章 化学平衡和化学反应速率,第一节 化学平衡 第二节 化学平衡的移动 第三节 化学反应速率及其表示法 第四节 影响反应速率的主要因素,热力学：过程的能量交换、过程的方向、过程的限度可能性。,动力学：反应速率（快慢）、反应机理（怎样进行）现实性。,反应速率属于化学动力学的范畴。本章主要介绍化学动力学的最基本知识，着重讨论化学反应速率及浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。,化学平衡状态则是一个热力学概念,是指系统内发生的化学反应既没有想正向反应的自发性又没有向逆向反应的自发性时的一种状态。化学平衡是一种“动态平衡”.是指体系正逆反应的速度相等时的状态。,第一节 化学平衡,一、化学平衡的特征 二

2、、标准平衡常数及其有关的计算 三、多重平衡规则,在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆方向进行的反应称为可逆反应。如果反应只能向一个方向进行，则称不可逆反应。,一、化学平衡的特征,1.可逆反应,不可逆反应有时用箭头“”表示。,可逆反应是化学反应的普遍现象，不可逆反应是相对的。例如：2KClO3 KCl+3O2,2KClO3 KCl+3O2,当划火柴时，火柴头和火柴盒侧面摩擦发热，放出的热量使KClO3分解，产生少量氧气，使红磷发火，从而引起火柴头上易燃物（如硫）燃烧，这样火柴便划着了。当划火柴时，火柴头和火柴盒侧面摩擦发热，放出的热量使KClO3分解，产生少量氧气，使红磷发火，从而引起火柴头上

3、易燃物（如硫）燃烧，这样火柴便划着了。 ClO4-是高氯酸根 ClO3-是氯酸根 ClO2-亚氯酸根 ClO-是次氯酸根,可逆反应在进行到一定程度，会建立起一个平衡。反应开始时，反应物的浓度较大，正反应速率较大，逆反应速率较小；随着反应的进行，反应物的浓度不断降低，生成物的浓度逐渐增大。正反应速率逐渐减少，逆反应速率逐渐增大。,2.化学平衡,当正反应速率等于逆反应速率时，反应体系所处的状态，称为“化学平衡”。,1. 只有在恒温下，封闭体系中进行的可逆反应才能建立化学平衡，这是建立平衡的前提。 2. 正、逆反应速率相等是平衡建立的条件。（rG=0） 3. 达到平衡时各物质的浓度都不再随时间改变，

4、这是建立平衡的标志。,3.化学平衡状态的几个重要特征,4. 化学平衡是有条件的平衡，当外界条件改变时，正、逆反应速度要发生变化，原平衡受到破坏，直到建立新的平衡。,5. 化学平衡是一种动态平衡。表面上看起来平衡状态时的反应似乎已经停止，实际上正、逆反应仍在继续进行，只不过v正=v逆。 6. 可逆反应可从左自右达到平衡状态，也可从右向左达到平衡状态。,在一定温度下，反应处于平衡状态时，生成物的活度以方程式中化学计量数为乘幂的乘积，除以反应物的活度幂的乘积等于标准平衡常数，采用符号K 来表示。,二、标准平衡常数及其有关的计算,1.标准平衡常数的定义,对任一化学反应 dD + eE = f F +

5、gG,a ：活度是将物质所处的状态与标准态相比后所得的数值。,2.活度 a,理想气体的活度：气体分压与标准压力的比值。即a = p/ p ，其中标准压力p =100kPa。,理想溶液的活度：溶液浓度(单位为molL-1)与标准浓度的比值。即a = c/ c，其中标准浓度c=1molL-1 。,固相和纯液相的活度：固相和纯液相的标准态是其本身的纯物质，故固相和纯液相的活度均为单位活度，即a = 1 。,由于物质所处的状态不同，标准态定义不同，活度的表达式也不同。所以对不同类型的反应，K的表达式也有所不同。,3.标准平衡常数表达式,对溶液反应：dD(aq) + eE(aq) fF(aq) + gG

6、(aq),对气体反应：dD(g) + eE(g) fF(g) + gG(g),对于复相反应： CaCO3(s)+2H+(aq) Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O(l),注意事项：,水溶液中的反应如有水参加，水活度为常数，不写在平衡关系式中。,【例】Cr2O72- + H2O 2CrO42- + 2H+,但对非水溶液反应，如有水生成或有水参加，必须写上。如：醋酸和乙醇的酯化反应:,C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O,可见：(K1 )2 = K2 = (1/ K3 )2,同一化学反应，平衡常数关系式因化学方程式的写法不同而异。,【例】N2O4(g) 2NO2(

7、g),2N2O4(g) 4NO2(g),2NO2(g) N2O4(g),平衡常数只是温度的函数，与反应物或产物的起始浓度（活度）无关。温度一定，无论反应起始浓度（活度）如何，也无论反应从那个方向开始进行，达平衡时， K是定值。,平衡常数不涉及时间概念，与反应速率无关。,K越大，反应越彻底，反应倾向性越大。,rG只能用来判断化学反应在标准状态下能否自发进行。但是通常遇到的反应条件一般都是非标准状态，故应该用rG而不是rG 来判断反应的方向。那么，rG如何求算呢？范特夫等温方程rG给出了的计算式。,4.范特夫（Vant Hoff）等温方程,rG = rG + RTlnQ,Q 活度商。,对任一气体反

8、应：dD(g) + eE(g) fF(g) + gG(g),活度商：在一定温度下，某反应开始时，生成物的活度以反应式中化学计量数为乘幂的乘积，除以反应物的活度幂的乘积。,活度商：,活度商与标准平衡常数的表达式在形式上是一致的，但活度商表达式中物质的活度是指某反应开始时的活度，而标准平衡常数表达式中物质的活度是指反应达到平衡时的活度。,当反应达到平衡时，Q = K 。此时，由于rG =0，根据范特夫等温方程，可得：,rG = -RT lnK = -2.303RT lgK,这是热力学的其中一个很重要的公式，它可以根据rG来计算标准平衡常数K。,【例】已知反应H2(g) + I2(g) 2 HI (

9、g)在350K的标准平衡常数为8.20。求在此条件下反应自发的方向。,5.标准平衡常数的计算,【解】rG-RT lnK -8.315 Jmol -1K1 350Kln8.20 -6.15103 Jmol-1 -6.15 kJmol-10 反应自发的方向为：H2(g) + I2(g) 2 HI (g),【例】在25时，反应： 2H2O2(g) 2H2O(g) + O2 (g)的rH211.5 kJmol-1，rS116.9Jmol-1K-1，设 rH 和rS不随温度改变，试计算反应在100时的K。,【解】rG rHT rS 211.5373.15116. 910-3 255.1103 kJmol

10、-1 lnK rG/RT 255.1103 /(8.315373.15)82.2 K 5.001035,【例】已知反应 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 在1123K时K =1.0 ，现将2.0mol CO和3.0mol H2O(g)混合，并在该温度下达到平衡，试计算在这条件下CO的百分转化率。,得：x=1.2mol,【解】设平衡时H2为x mol，则 CO(g)+ H2O(g) CO2(g)+H2(g) 初时: 2.0 3.0 0 0 平衡: 2.0-x 3.0-x x x,多重平衡规则：如果某个反应可以表示为两个或多个反应的总和，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之

11、积。,三、多重平衡规则,如果：反应(1)反应(2)反应(3) 则有：K1K2K3 如果：反应(1)反应(2)反应(3) 则有：K1K2K3 利用多重平衡规则也可求出平衡常数。,Why?,【例】已知973K时下述反应：,【解】由于反应(3)反应(1)反应(2) 则根据多重平衡规则有： K=K1K2=200.012=0.24,(1)SO2(g)+0.5O2(g)SO3(g)K1=20 (2)NO2(g)NO(g)+0.5O2K2=0.012 求反应 (3)SO2(g)+NO2(g) SO3(g)+NO(g)的K。,第二节 化学平衡的移动,一、平衡移动原理 二、浓度对化学平衡的影响 三、压力对化学平

12、衡的影响 四、温度对化学平衡的影响,勒夏特里（Le Chatelier）平衡移动原理：假如改变平衡系统条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。,一、平衡移动原理,当反应条件（温度、压力或浓度）改变时，正反应速率逆反应速率，化学平衡被破坏（G 0） 达到新的平衡状态（G = 0）。,【例】在下列平衡体系中：,勒夏特里原理只能作出定性的判断，如果已知平衡常数就可以作进一步的定量计算。,3H2 + N22NH3(g) ，rH=-92.2 kJmol-1 增加H2的浓度或分压 平衡向右移动 减少NH3的浓度或分压平衡向右移动 增加体系总压力平衡向右移动 增加体系温度平衡向左移动,

13、范特夫等温方程：rG = rG + RTlnQ,Q ：活度商,又：rG = -RT lnK,对任一化学反应 dD + eE = f F + gG,在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，化学平衡向着正反应方向移动；增加生成物的浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向着逆反应的方向移动。,二、浓度对化学平衡的影响,rG =rG+RT lnQ,可见，增加反应物的浓度或减少生成物的浓度都会减小rG，从而有利于正反应的自发进行。因此在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经常用过量的另一种反应物，或者不断将生成物从反应体系中分离出来，使平衡将不断向生成产物的方向移动，提高反应物的转化率。

14、,【例】反应C2H4(g) + H2O (g)C2H5OH(g)，在773 K时K= 0.015，试分别计算该温度和1000 kPa时，下面两种情况下C2H4的平衡转化率：,【解】(1) 设C2H4的转化率为1 C2H4(g) + H2O(g) C2H5OH(g) 起始时n/mol 1 1 0 平衡时n/mol 1-1 1-1 1 平衡时系统总物质的量=(1-1)+(1-1)+1=2-1,(1) C2H4与H2O物质的量之比为1:1； (2) C2H4与H2O物质的量之比为1:10。,若以P代表系统的总压力，则平衡时：,将有关数据代入,解得：10.067 C2H4的转化率为6.7%,若以P代表

15、系统的总压力，则平衡时：,(2) 设C2H4的转化率为2,C2H4(g) + H2O(g) C2H5OH(g) 起始时n/mol 1 10 0 平衡时n/mol 1-2 10-2 2 平衡时系统总物质的量 =(1-2)+(10-2)+2=11-2,将有关数据代入,解得：20.12 C2H4的转化率为12%,rG =rG+RT lnQ,对于有气相参加的反应，压力的改变，对于气态物质浓度均有影响，对化学平衡的影响较为复杂。,三、压力对化学平衡的影响,对任一气相化学反应： dD(g) + eE(g) = f F(g) + gG(g),可见，增加反应物的分压或减少生成物的分压都会减小rG，从而有利于正

16、反应的自发进行。,增大总压力，当0，其它条件不变时，平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，平衡向气体分子数增加的方向移动。 = 0时，在等温下，增加或降低总压力，对平衡没有影响。,rG RT lnK = rHTrS,设在温度T1和T2时的平衡常数为K1和K2 ，并设rH和rS不随温度而变，则,四、温度对化学平衡的影响,整理，得T 与K 关系的重要方程式：,在其它条件不变时，升温(T2T10)时平衡向吸热反应(rH0)方向移动，降温(T2T10)时平衡向放热反应(rH0)方向移动。,【例】试计算反应： CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) ，在800 K时的K。,【解】由附录二

17、(P446-451)查表得：,rH298=-74.8+2(-241.8)-393.5+40 = - 164.9 (kJmol-1),S298 =186.2+2188.7-213.6+4130.6 = - 172.4 (JK-1mol-1),rG298=-50.8+2(-228.6)-394.4+40 = -113.6 (kJmol-1),= 45.85,lnK800 lnK298 lnK80045.8541.76,故可得：K800= 59.74,lnK8004.09,当反应体系的温度、压力不变（等温等压）时，加入惰性气体后，为维持恒压，总容积需要增大，则各物质的分压将降低：,讨论：加入惰性气体

18、对气相反应平衡移动的影响,气相反应：,当反应体系的温度、体积不变（等温等容）时，加入惰性气体后，各物质的分压并没有发生变化，故平衡不发生移动。,若 0，反应正向移动； 若 0，反应逆向移动； 若 =0，平衡不发生移动。,dD(g) + eE(g) = f F(g) + gG(g),化学计量系数 = (f + g) - (d + e),1. 反应NO2(g)+NO(g)=N2O3(g)的标准摩尔反应焓变为-40.5KJmol-1，反应达到平衡时，下列因素可使平衡逆向移动的是（ ）。 A. T一定，V一定,压入氖气； B. T一定，V变小；C. V一定，p一定，T升高；D. P一定，T一定，压入氦

19、气。,C，D,自测题,2. 在反应4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)的平衡体系中加入惰性气体以增加体系的压强，这时( )。 A. NO平衡浓度增加；B. NO平衡浓度减少；C. 加快正向反应速率；D. 平衡时NH3和NO的量并没有变化。,D,3. 下列反应的平衡不会因容器体积改变而受影响的是（ ）。 A. H2(g)+I2(s)=2HI(g)B. N2(g)+O2(g)=2NO(g)C. Fe3O4(s)+4CO(g)=3Fe(s)+4CO2(g)D. H2O2(l)=H2O(g)+ O2(g),B，C,4. 已知CaCO3(s)=CaO(s)+CO2 (g)在973K

20、时标准平衡常数为3.0010-2，在1173K时为1.00，问： (1)上述反应是吸热还是放热反应?(2)该反应的rH是多少?,rH = 166389Jmol-1 = 166.4kJ mol-1 0,解：,(1)温度升高，标准平衡常数增大，平衡向右移动，故上述反应是吸热反应。,第三节 化学反应速率及其表示法,一、化学反应速率的定义 二、平均速率 三、瞬时速率 四、化学反应速率的实验测定,转化速率：反应进度随时间的变化率。,一、化学反应速率的定义,反应速率：对于等容反应（大多数反应，特别是溶液反应属于这类反应），由于反应过程中体积始终保持不变，因此，还可以用单位体积内的转化速率来描述反应的快慢，

21、并称之为反应速率，用符号表示。,单位：molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1,平均反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。,二、平均反应速率,对于一般化学反应： dD + eE = fF + gG,平均反应速率为：,式中： 为反应物或生成物的化学计量数(反应物取负值，生成物取正值)；c为物质浓度的变化值； t为时间间隔。,三、瞬时反应速率,对大多数化学反应来说，反应过程中反应物和生成物的浓度时时刻刻都在变化着，故反应速率也是随时间变化的。平均反应速率不能真实地反应这种变化，只有瞬时反应速率才能表示化学反应中某时刻的真实反应速率。,瞬时反应速率是

22、t趋近于零时的平均反应速率的极限值，即：,对于气相反应，压力比浓度容易测量，因此也可用气体的分压代替浓度。,对于一般化学反应： dD + eE = fF + gG,第四节 影响反应速率的主要因素,一、反应速率理论简介 二、浓度对反应速率的影响 三、温度对反应速率的影响 四、催化剂对反应速率的影响,一.反应速率理论简介,1.有效碰撞理论（1918年，路易斯）,要点：少数具有较高能量的活化分子按一定取向的有效碰撞，才能使能量转化、形成新键、从而转化为产物分子和完成反应。 分子之间的碰撞是非常频繁的，但唯独少数碰撞才是有效的！分子碰撞是反应的必要条件而不是充分条件，反应的充分条件是有效碰撞。 活化分

23、子具有较高能量(动能特大)、能够发生有效碰撞的分子。,定义：1mol活化分子（活化分子的平均能量）比非活化分子（反应物分子的平均能量）所高出的能量。 单位：kJmol-1,活化能（Ea）(1889年Arrhenius提出）,特点： Ea 由化学反应本性决定； Ea小，反应速率快(420 kJmol-1时为慢反应),2.过渡状态理论,Energy,Reaction coordinate,Reactants,Products,化学反应过程中能量变化曲线,活化能的物理含义：由反应物到产物所要逾越的能量障碍。由此可见，要实现某些能自发进行的反应，活化能是个很重要的因素。,3.活化能与反应速率,【例】N

24、2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Ea = 330kJ/mol 该反应的 G =33.28kJ/mol H =92.38kJ/mol rG0，自发进行；H0，放热 92.28kJ/mol。,活化能高达330kJ/mol，致使氮和氢的活化分子百分数很小，有效碰撞也极少，因而反应速率极小。,浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，碰撞几率增加,反应速率增大。,温度影响：当浓度一定，温度升高，除了分子运动速度增快而增加碰撞频率外，更主要的影响是,温度升高，活化分子百分数增加，因而增加有效碰撞频率。,1.基元反应与非基元反应,二、浓度对化学反应速率的影响,基

25、元反应：反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应。 非基元反应：反应物分子需经几步反应（几个基元反应）才能转化为生成物的反应。又称为复杂反应。,简单反应：由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应。例如，反应N2O4 = 2NO2是简单反应，也是基元反应。,【例】复杂反应H2 + I2 = 2HI是由下列2个基元反应构成： I2 = 2 I (快) H2 + 2 I = 2HI (慢),(定速步骤),复杂反应：由两个或两个以上的基元反应构成的反应称为复杂反应，也是非基元反应。,【例】H2O2 + 2Br + 2H 2H2O + Br2是

26、由下列4个基元反应构成：,绝大多数化学反应都是复杂反应，因此，一般的反应方程式，除非特别说明是基元反应，否则不能当作基元反应。, H+ H2O2 H3O2 H3O2 H+ H2O2（逆过程） H3O2 + Br H2O + HOBr HOBr + H+ Br H2O + Br2,cD：反应物D的浓度，单位为molL-1； cE：反应物E的浓度，单位为molL-1； d+e：反应级数；,2.质量作用定律,基元反应的反应速率与反应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为乘幂的乘积成正比。,对于基元反应： dD + eE = fF + gG,速率方程 k cDd cEe,反应速率与反应物浓度之间的定量关

27、系：,比例常数k ：速率常数。它的物理意义是反应物的浓度都等于单位浓度时的反应速率。不同的反应有不同的k 值；同一反应的k 值随温度、溶剂和催化剂等而变，但与反应物的浓度无关。,如果有固体和纯液体参加反应，因固体和纯液体本身为标准态，即单位浓度，因此不必列入反应速率方程中。如果反应物中有气体，在速率方程中可用气体分压代替浓度。,（1）通过实验测定及相关计算； （2）根据反应机理来进行确定。 复杂的非基元反应 分成若干个基元反应 反应最慢的一步控制了复杂反应的反应速率。,3.非基元反应速率方程的确定,对于非基元反应，不能只根据反应方程式写出其反应速率方程。,非基元反应速率方程的确定方法：,对于复

28、杂反应： dD + eE = fF + gG,速率方程 k cD cE,：物质D的反应级数； ：物质E的反应级数； +：总反应的级数。 但不一定与等于d，不一定与等于e。 【例】若=1，=2，+=3，则对D来讲为一级反应，对E来讲则为二级反应，而总反应的级数则为3。,【例】复杂反应 2N2O5=4NO2+O2由以下三个基元反应组成：,速率方程 k cN2O5, N2O5 = N2O3 + O2 （慢） N2O3 = NO2 + NO （快） 2NO + O2 = 2NO2 （快）,1. 反应级数越大，则反应物浓度对反应速率的影响越大。 2. 反应级数可以是整数，也可是分数或零零级反应中反应物浓

29、度对反应速率无影响，如多相催化反应。 3. 常见的简单反应级数有：零级反应、一级反应、二级反应、三级反应。,注 意,反应的级数不同，浓度与时间的关系就不同。 下面以简单的一级反应为例来进行说明。,4.反应物浓度与反应时间的关系 速率方程的积分式,A为反应物A的化学计量数，此处A-1。,积分得：,lnc = lnc0 kt,c0为反应物A的起始浓度；c为A在t时刻的浓度 。,lnc t 图呈直线是一级反应的特征。,以c = c0/2 代入lnc = lnc0 kt 可得：,一级反应半衰期与反应物起始浓度无关，这是一级反应的另一个特征。,【例】某药物在人体中代谢为一级反应，若自上午8时始经过4h，

30、12h时测定得到血药浓度分别为4.80, 2.22 mgL-1。求k和t1/2 。若需保持血药浓度在3.70mgL-1以上，则应在何时注射第二针？,【解】根据一级反应的反应物浓度与时间的关系，有：,4h时：ln4.80 = lnc0 4k (1),12h时：ln2.22 = lnc0 12k (2),联立方程(1)和(2)可得： k =(ln4.80 ln2.22)/8=9.6410-2(h-1),即：从8:00算起应在约14:42前注射第二针。,半衰期 t 1/2 = 0.693 /k = 7.19 (h),t =4h时：ln4.80 = lnc0 4k (3),t = t时：ln3.70

31、= lnc0 kt (4),设：当t = t时，药物的浓度为3.70mgL-1，则,联立方程(3)和(4)可求解得到：,t =4 + (ln4.80 ln3.70)/k=6.70(h-1) = 6h42min,三、温度对反应速率的影响,2.阿仑尼乌斯方程式（定量公式）,1.范特夫经验规则,这是一个粗略的经验规则，却很有实际应用价值。,温度每升高10K，反应速率提高24倍。,无催化剂时: 同一反应的Ea及A不随T变化。,（1）指数式,T增大时，Ea一般不变，则-Ea/RT增大, k增大显著(呈指数关系), 增大显著； Ea越大，T对k和的影响越大。,以lgk 1/T作图为一直线：,（2）对数式,

32、截距 = lgA,（3）应用求不同温度时的k 及Ea、A。,求k2,求Ea,求A,若T1、T2时有k1、k2，代入上式相减有：,【例】已知某反应在300时的速率常数为2.4110-10s-1，在400时的速率常数为1.1610-6s-1， 求Ea、A 及700时的速率常数。,解：,单位体积内活化分子百分数增加,3.温度如何影响反应速率？,温度升高，分子运动速度增快，因而增加了分子间的碰撞频率；,更主要的是：温度升高，分子运动速率增加，易获得能量成为活化分子，使活化分子百分数增加，因而增加有效碰撞频率，从而增大 。,凡能改变反应速率而它本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质称为催化剂，催化剂能

33、改变反应速度的作用称为催化作用。,四、催化剂对反应速率的影响,1.催化剂和催化作用,【例】2H2 + O2 2H2O G457.2kJmol-1,上述反应尽管向右反应的可能性很大，但是在没有催化剂时，反应速度极慢，以致于很长时间也察觉不出水的生成。当混入少量铂粉时，反应很快进行。,2.催化机理,改变反应途径，改变活化能,催化剂参加反应，生成不稳定的 中间产物，中间产物再反应生成产物和原来的催化剂。,A+KAK 活化能为E1 AK+BAB+K 活化能为E2 由于E1、E2 均小于Ea，所以反应速率加快了。,催化剂加速反应速率往往是很惊人的。如在503K进行HI的分解反应，若无催化剂时，活化能是1

34、84kJmol-1，加入Au粉为催化剂时，活化能降低至104.6kJmol-1，由于活化能降低了约80kJmol-1，致使反应速度增大约1千万倍。,催化剂不影响产物与反应物的相对能量，不能改变反应的始态和终态（即G不变），因此不会改变平衡状态。催化剂的使用纯属动力学问题。催化剂同等地加快正逆反应的速度。催化剂只能加速热力学上认为可以实际发生的反应，对于热力学计算不能发生的反应，使用任何催化剂都是徒劳的，催化剂只能改变反应途径，而不能改变反应发生的方向。,1. 高效性，可以大大地加快反应速率。,3. 同等程度地加快正、逆反应的速率。,4. 不能改变反应的可能性和平衡常数。,2. 选择性，反应不同

35、，催化剂不同。,催化作用的特点,【例】已知乙醛的催化分解（以I2(g)作催化剂，属于均相催化）与非催化分解反应分别为:,若反应与的指前因子A近似相等，试求在300K时，反应 的反应速率是反应的多少倍?, CH3CHO=CH4+CO Ea = 190 kJmol-1,【解】,反应2N2O 2N2 + O2 的 Ea = 250 KJmol-1；采用金粉做催化剂后的Ea，催 = 120 kJmol-1。,非均相催化,均相催化：反应物与催化剂处于同一相。,【例】2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) NO作催化剂 S2O82-+2I - =2SO42- +I2 Cu2+ 作催化剂,多相催化：催化剂与反应物处于不同的相中， 反应在催化剂表面进行。,【例】C2H4 + H2 = C2H6 Ni 作催化剂 N2 +3H2 = 2NH3 Fe 作催化剂 2NO(g) + CO(g) = N2(g) + CO2(g) Pt,Pd,Rh 作催化剂,3.催化类型,酶催化: 生物体内存在着的一类具有催化 能力的蛋白质称为酶。,均相催化和非均相催化都属于化学催化。 酶催化属于生物催化。 此外，还有物理催化，如光催化、电催化等。,1. 对给定的化学反应，下列说法正确的是 （ ） A. rG 越负，反应速率越快； B. rH 越负，反应速率越快；