化学反应的速率和限度.ppt

1、1,2-4化学反应的方向小结,2,第三章 化学反应的速率和限度,3,第三章化学反应的速率和限度,3-1 化学反应速率,3-2 影响反应速率的因素,3-3 化学反应的限度,4,3-1 化学反应速率,一、化学反应速率表示法,二、化学反应速率理论,5,5,一、化学反应速率的表示方法,1. 平均速率,化学反应速率通常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。浓度的单位一般为moldm-3，时间的单位可以是s、min或h。,用生成物浓度的变化表示反应速率时取正号，用反应物浓度的变化表示反应速率时取负号。,6,2 N2O5 4NO2 + O2,2. 瞬时速率,7,对一般的化学反应 - v A

2、A - v BB - + v YY + v ZZ,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。,8,反应物变成生成物实际经过的途径称为反应历程或反应机理。,在化学动力学中，把反应物分子直接转化为生成物分子一步就能完成的反应叫做基元反应。反应历程中只包含一个基元反应的化学反应称为简单反应。例如：,二、化学反应速率理论,1. 反应历程,CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) SO2Cl2 SO2 + Cl2,9,由两个或两个以上基元反应构成的反应称为复杂反应或非基元反应。如,2NO + 2H2 N2 + 2H2O,H2(g) + I2(g) 2HI(g),（

3、a） I2(g) 2I(g) （快反应),（b）H2(g)+2I(g) 2HI(g) (慢反应), 2NO + H2 N2 + H2O2 (慢), H2O2 + H2 2H2O (快),10,1918年路易斯（Lewis W.C.M.）在气体分子运动论基础上提出了双分子反应的有效碰撞理论，其基本要点是：,2. 有效碰撞理论,a. 化学反应要能够发生，反应物分子必须具有足够高的能量，这种具有较高能量的分子称为活化分子。,11,b. 把活化分子具有的最低能量Ec与反应物分子的平均能量E之差称为活化能。用Ea表示，即EaEc-E。活化能是是有关物质内部结构对反应速率的影响在能量上的表现，是决定反应速

4、率的内因，不同的反应活化能不同。,活化能的大小主要由反应物的本性决定，与反应物浓度无关，受温度影响很小，在温度变化幅度不大时，可忽略温度的影响。活化能越大，反应速率越慢；活化能越小，反应速率越快。,12,c.活化分子也并不是每次碰撞都能发生化学反应，活化分子只有在一定的方向上碰撞，才能发生反应。如图,13,CO+NO2,有效碰撞，发生反应,14,基本要点：化学反应的发生，首先是反应物中具有足够高的能量的分子按一定方向碰撞，先形成一个中间产物活化配合物（又称过渡状态）。如基元反应,3. 过渡状态理论,CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g),其反应过程为,15,活化配合物具有较

5、高的势能，极不稳定，有较大的释放能量的倾向，而很快分解。,16,一方面活化配合物可与原来的反应物很快建立平衡，另一方面也会分解生成产物，一般来说，生成产物的趋势大于重新变为反应物的趋势 ，反应速率就取决于由活化配合物分解成产物的速率。,正反应的活化能(Ea,正)是活化配合物的势能Ec与反应物的平均势能EA之差： Ea,正=Ec- EA。逆反应的活化能( Ea,逆)是活化配合物的势能Ec与产物的平均势能EB之差： Ea,逆=Ec- EB。,17,化学反应的热效应Q是产物与反应物所具有的能量之差：,Q=EB-EA=(Ec-Ea,逆)-(Ec-Ea,正)=Ea,正-Ea,逆,显然，当Ea,正 Ea,

6、逆 时，正反应为吸热反应，当Ea,正 Ea,逆时，正反应为放热反应。,18,3-2 影响反应速率的因素,一、浓度对反应速率的影响,二、温度对反应速率的影响,三、催化剂对反应速率的影响,19,内因：反应的本性即活化能大小。 外因：浓度、温度、催化剂。,一、浓度对反应速率的影响,在一定温度下，对于给定的化学反应来说，反应物浓度越大，反应速率越快；相反，反应物浓度越小，反应速率越慢。挪威科学家古德保（Guldberg）和魏格(Waage)在大量实验事实基础上，总结得出：“在一定温度下，基元反应的速率与反应物浓度的方次之积成正比”。这一规律称为质量作用定律。,20,对于一般的基元反应：,aA + bB

7、 d D + e E,则： v= kca(A)cb(B) 该式称为反应速率方程，比例常数k称为速率常数，其值为在给定条件下，等于反应物浓度均为单位浓度(即1molL-1)时的反应速率。不同的化学反应，速率常数k不同。,21, k取决于反应的本性，k值的大小反映了一定条件下化学反应速率的快慢，k值越大，反应速率越快；, 速率常数k与浓度无关；, k随T而变化，T升高，k增大。,22,对于复杂反应，其速率方程就不能从反应式直接写出，要根据反应机理来推导或以实验为依据而确定的。 如反应,2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g) v=kc(N2O5),2NO(g)+2H2(g) N2(g)+2H2

8、O(g) v=kc2(NO)c(H2),以上两例说明，反应速率方程并不是简单地从反应式得出，而是通过实验来确定。,23,对于一般的反应： a A+b B d D+e E,其速率方程可写成v =kcx(A)cy(B)然后再根据实验确定出x和y值。x和y分别为反应物的反应级数，x+y称为总反应级数。,反应级数不一定是整数，可以是分数，也可以是零。如,24,2NH3(g),N2(g)+3H2(g),v=kc0(NH3) 零级反应,v=kc(N2O5)一级反应,v=kc(H2)c0.5(Cl2)1.5级反应,25,v=kc(NO)c(O3)二级反应,v=kc2(NO)c(H2)三级反应,v=kc(CO

9、)c1.5(Cl2)2.5级反应,26,例1反应 2NO + O2 2NO2 在298K时有下列一组实验数据：,求反应级数，速率方程，速率常数.,27,例2制备光气的反应 CO + Cl2 COCl2 在某温度时有下列实验数据：,求反应级数，速率方程，速率常数。,28,在不同反应级数的速率方程中，k的单位是不一样的，当t以s为单位时,当x+y=0时，k的单位是molL-1 s-1,当x+y=1时，k的单位是s-1,当x+y=2时，k的单位是Lmol-1 s-1,当x+y=3时，k的单位是L2mol-2 s-1,29,二、温度对反应速率的影响,绝大多数化学反应速率都随着温度的升高而显著增大。,当

10、浓度一定时，温度升高，反应物分子具有的能量增加，活化分子分数也随着增加，所以有效碰撞次数增大，因而加快了反应速率。,30,在一定温度范围内，温度每升高10，反应速率大约增加到原来的24倍。,1. 范特霍夫规则,31,T1k1 T2k2,2. 阿仑尼乌斯方程,32,33,例1 对反应 CO(g)+NO2(g) CO2(g)+NO(g) 测定了不同温度下的速率常数k值如下： T/(K) 600 650 750 800 k(Lmol-1 s-1) 0.028 0.22 6.0 23 试求：(1)反应的活化能；(2)700K时的速率常数。,解：(1)用作图法求出活化能和700K时的速率常数，先计算lg

11、k和1/T，然后以lgk对1/T作图， (1/T)/(10-3K) 1.67 1.54 1.33 1.25 lgk -1.55 -0.66 0.78 1.36,34,所以Ea=(7.001032.3038.314) kJmol-1 =134.03 kJmol-1,700K时， =1.4310-3K-1，由图查得lgk=0.125 故 k700K=1.33Lmol-1s-1,35,(2)用阿仑尼乌斯方程计算反应的活化能和700K时的速率常数。将650K和750K时的速率常数值代入，得：,将600K时的速率常数k值代入，求出700K时的k值。,36,k700K=46.77k600K=46.770.

12、028(Lmol-1s-1) = 1.31 Lmol-1s-1,两种方法得到的结果基本相同。,37,三、催化剂对反应速率的影响,1催化剂,凡是能改变化学反应速率，而本身在反应前后其质量、组成和化学性质都保持不变的物质叫催化剂。能加快反应速率的称为正催化剂，简称为催化剂，减慢反应速率的称为负催化剂，简称为阻化剂 。,催化剂加快反应速率的主要原因是：催化剂参与了反应，改变了反应途径，降低了反应的活化能。,38,39,2均相催化、多相催化,均相催化是指催化剂与反应物及产物都同时处于同一个相。,多相催化是指催化剂与反应物及产物处于不同的相。,实验证明，并不是固体催化剂整个表面都有催化能力，只有一小部分

13、凹凸不平的地方才有催化能力，这些凹凸不平具有催化能力的部位称为吸附活性中心。,40,（1）酶催化具有高度的专一性，即一种酶只能催化一种或一类物质的化学反应。,（2）酶催化具有极高的催化效能，即有极少量的酶存在就可大大加快反应速率。,（3）酶催化比较温和不需要高温、高压条件，在通常条件下就可以进行。,3酶催化,酶催化与无机催化相比具有更为显著的特点,41,3-3化学反应的限度,一、化学平衡,二、化学反应等温方程式,三、化学平衡的移动,42,2实验平衡常数,1.化学平衡是一个动态平衡，实际上正、逆反应都在继续进行，只不过是反应速率相等而已。 平衡状态时，系统中各物质的浓度或分压称为平衡浓度或平衡分

14、压。,在一定的温度下，可逆反应达到平衡时，产物的分压或浓度方次之积与反应物分压或浓度方次之积的比值是一个常数，该常数称为实验平衡常数。用“Kp”或“Kc”表示。如,43,对一般反应 a A+b B= d D+e E，则平衡时,Kc与Kp间有一定的关系,若为气相反应,Kp Kc(RT)v v =d+e-(a+b),44,3标准平衡常数,若在溶液中进行的反应，在一定温度下达平衡时，其平衡常数表达式为：,aA(g) + bB(g)=dD(g) + eE(g),45,aA(aq)+bB(aq)= dD(aq)+eE(aq),平衡常数的大小表明化学反应进行的程度，K 越大，化学反应进行得越完全；反之，K

15、 越小，化学反应进行得越不完全。平衡常数K的大小首先决定于化学反应的本性，其次与温度有关，而与浓度无关。,46,例1 合成氨反应,723K达到平衡时各物质的平衡分压分别为p(N2)=6011 kPa，p(H2)=18033 kPa， p(NH3)=8015 kPa 。求该反应在该温度下的实验平衡常数Kp、Kc和平衡常数及N2和H2的起始分压。,N2(g) + 3H2(g)=2NH3(g),47,4书写和应用化学平衡常数应注意的问题,平衡常数表达式要与一定的化学方程式相对应,N2O4(g)= 2NO2(g) ,1/2N2O4(g) = NO2(g) ,48,化学反应中有纯固体、纯液体参加时，它们

16、的浓度视为常数，在平衡常数表达式中不写出。,2NO2(g)= N2O4(g) ,CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g),49,在水溶液中进行的反应，水的浓度可视为常数，在平衡常数表达式中不写出。,Cr2O72- + H2O=2CrO42- + 2H+,50,但在非水溶液中进行的反应，若有水参加时，水的浓度不可视为常数，如,C2H5OH+CH3COOH= H3COOC2H5+H2O,51,5多重平衡规则 (同温),系统中的一种物质同时参与几个平衡的现象称为多重平衡。,若两个反应式相减得第三个反应式，则第三个反应式的平衡常数为前两个反应式的平衡常数之商，即 。,52,6.转化率,体积不变时,

17、53,二、化学反应等温方程式,1.化学反应等温方程式,若反应在水溶液中进行，则,aA(g) + bB(g) = dD(g) + eE(g),aA(aq)+bB(aq)= dD(aq)+eE(aq),54,55,当反应处于平衡状态时，rGm = 0,56,2. 非标准态反应方向的判断,57,当反应处于平衡状态时，rGm = 0,58,例2实验室制备Cl2的反应 MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq) =Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l),（1）试计算298K标准态下能否制得Cl2？ （2）若改用浓盐酸，在373K的标准态下能否制得Cl2?,解：查表，按反应式中顺序，各物质的 fGm /(kJ mol-1)为 -466.1 0 -131.3 -228 0 -237.1,59,使用浓盐酸时，c(Cl-)=c(H+)=12 mol L-1 ，此时,60,=26.5 kJ mol-1 + 2.303 8.314J