化学反应速度.ppt

1、第十三章 化学反应速度和化学平衡 化学反应速率 各种不同的化学反应进行的快慢程度不同，如炸药的爆炸瞬间完成；而金属腐蚀等反应进行的缓慢。 化学上衡量化学反应快慢的量，叫做化学反应速率。,第一节 化学反应速度 1. 定义 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 浓度用“CB” 表示， 单位mol/L 时间t 则根据具体反应的快慢，用秒、分或小时来表示,1、平均速度： aA + bB = eE + dD 平 = c / t C： 反应物或生成物的浓度； t： 时间 当用反应物浓度单位时间内的减少来表示反应速率时，由于反应物浓度随时间增加而减少，CA为负值，而反应速率总是正值，故用反

2、应物浓度来表示反应速率时，必须在表达式前加“负号”，使反应速率具有正值。,其反应的化学反应速率可用任意一反应物或产物单位时间内浓度的变化来表示，平均反应速率为,2、瞬时速度： 瞬=lim 平 = ( dc/dt) 反应速度： 某一时刻的反应速度、瞬时速度； 平均速度 = (cB/t) 用反应中的任何物质表示反应速度，数值上都是一样的； 瞬时速度的测定可以由作图法得到。,二、反应机理,反应机理：研究化学反应进行的实际步骤和微观过程，又称反应历程。 (基)元反应：一步就完成的化学反应，又叫简单反应。 反应分子数：元反应中反应物系数之和 元反应可分为单分子反应、双分子反应和三分子反应。 复杂反应：多

3、步基元反应组成的反应，又叫复合反应。,第二节 化学反应速度理论简介 一碰撞理论 （Collision Theory）,理论要点： 有效碰撞：可以发生反应的分子间碰撞称为 有效碰撞； 活化分子：可以发生反应的分子称为活化分 子； 活化能：具有最低能量的活化分子与具有气 体分子平均能量的分子间的能量差 称为活化能EA。 E平代替气体分子平均动能 Ea = E1 E平,反应速度与碰撞频率，分子有效碰撞，以及活化能有关。,例 NO2(g) + F2 (g) 2NO2F (g) 反应机理： NO2 + F2 NO2F + F (慢反应) F + NO2 = NO2F (快反应) 反应速度有第步反应决定。

4、 气体反应速度取决于三种因素：,反应速度=正确取向的碰撞分数(p) 具有足够 动能的碰撞分数(f ) 气体分子碰撞频率(Z),2过渡状态理论 要点：在反应物相互接近时，要经过一个中间过渡状态，即形成所谓的活化中间体，活化中间体既可以分解为反应物分子，也可以分解为产物分子。活化中间体和反应物(或生成物)存在能垒，这一能垒被称为正反应（或逆反应）的活化能,活化能是决定反应速度的内在因素。,讨论：比较过渡态理论的活化能与碰撞理论的活化能 Ea正 Ea逆 = H,第三节 影响化学反应速度的因素 内因：反应的活化能大小 外因：浓度、温度、催化剂 一、浓度对化学反应速度的影响 1质量作用定律 aA + b

5、B = gG = k(cA)a (cB)b 2基元反应的化学反应速度方程式：可由质量作用定律描述。,aA + bB = gG k称为反应的数率常数,k称为反应的数率常数: 可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的 反应速度； k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； 相同条件下，k值越大，反应速度越快； k的数值与反应物的浓度无关。,书写反应速率方程式 在速度方程表达式中，纯固体和纯液体的浓度是不变的，可视为常数。,V = k c（O2）,3非基元反应的速度方程式 不能只根据反应式写出其反应速度方程，必须根据实验测定的结果及验证，推出反应的反应机理 非基元反应aA + bB =

6、cC + dD 速度方程为 V=kCAmCBn m和n由实验测得。其值可为整数，也可 为分数,复杂的非基元反应 分成若干个基元反应 反应最慢的一步作为控制步骤 最慢的一个反应就控制了该复杂反应的反应速度。,5反应级数 基元反应 aA + bB = gG = k(cA)a (cB)b a + b 表示该反应级数。 对于物质A是a级反应，对物质B是b级反应。,非基元反应aA + bB = cC + dD 速度方程为 V=kCAmCBn m + n表示该反应级数,6反应级数的意义： 表示了反应速度与物质的量浓度的关系； 零级反应表示了反应速度与反应物浓度无关,元反应：反应级数等于反应分子数； 复杂反

7、应：反应级数往往不等于反应中的分子数,7速度常数的单位 零级反应: = k(cA)0 k的量纲为moldm-3s-1 一级反应: = kcA； k的量纲为s-1 二级反应: = k(cA)2 k的量纲为mol3dm-1s-1 级反应: = k(cA)3/2 k的量纲为 8气体反应 可用气体分压表示 2NO2 2NO + O2； ； 或 ； kc kP,浓度对反应速率的影响,在一定温度下，加大反应物浓度，单位体积内的总分子数增多，活化分子数也随之增加，分子间的碰撞次数增多，从而也增加了有效碰撞的次数，导致反应速度加快。,二、温度对化学反应速度的影响 1Vant Hoff（范特荷夫）经验规则 温度

8、每升高10K，反应速度提高24倍。,温度对反应速率有两方面的影响,(1)温度升高，活化分子百分数增加，有效碰撞次数增加，反应速率增大。 (2)当然温度升高，分子运动速度加快，单位时间内分子碰撞总次数增加，有效碰撞次数增加，也使反应速度加快。 前者是主要原因，后者是次要的。,2Arrhenius(阿仑尼乌斯)公式 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； E a：反应活化能； R：8.314 Jmol-1K-1 T：热力学温度 可求活化能及值。,对某一反应，Ea是常数，若T升高，则k变大，说明反应加快； 温度一定，若活化能越大，反应越慢； 对不同的反应，温度变化相同时，Ea

9、越大，k的变化越大,3阿仑尼乌斯公式的应用 求出任一温度下该反应的k值 作图法 Y = aX + b 做 图 斜率 根据二点进行计算 或,例（P128-12）：某酶催化反应的活化能是50.0kJ.mol-1，估算此反应在发烧至40o C的病人体内比正常人(37o C)加快的倍数。,例3：一可逆反应，E a为50 kJ.mol-1 ，H为 -50 kJ.mol-1 ，当温度从30o C升高到40o C时，其正反应和逆反应的速率常数分别提高几倍。,可逆反应： 若温度升高，正反应和逆反应的反应速率都增大，因吸热反应的活化能大于逆向放热反应的活化能，吸热反应的反应速率增大较多,化学平衡向吸热方向移动,解： H为 -50 kJ.mol-1 ，正反应是放热反应,k2/k1 = 1.88，正反应提高了0.88倍。,k2 /k1 = 3.55，逆反应提高了2.55倍。,活化能?,第五节 催化剂对化学反应速率的影响 一、催化剂的特点,加快反应速率，其在反应前后的质量和化学组成不变。 用量少。 可逆反应中，正、逆反应速率都加快，缩短到达平衡的时间，但平衡不移动。 选择性。,二、催化作用理论,加催化剂后正逆反应活化能降低的数值相等，表