第六章 化学反应的速率(速度)

1、.第四章 化学反应的速率（速度）化学热力学是研究反应中能量的转化关系，预示某一化学反应能否进行，进行的程度如何？但是它不能告诉我们化学反应进行的速度。有些反应，其自发进行的趋式很大，即g很负，如2h2(g) + o2( g)= 2h2o(g) ，rgm=-237.19kj.mol-1，可是其反应速度太慢，致使反应长久不能被人觉察，给人一种不能发生反应的假象。但如在反应体系中加入一些催化剂，如pt粉，反应可以以惊人的速度发生，甚至发生爆炸。因此，要考察一个化学反应能否实现，既要考察前一章已讨论过的反应自发趋式问题，还要考察反应所进行的速度问题。前者属于化学热力学范畴，后者属于化学动力学范畴。化学

2、热力学解决的是反应的可能性问题，而化学热力学解决的是反应的现实性问题。本章将对化学反应速度作一初步的介绍。71 化学反应速率的定义及其表示方法 化学反应速率：在一定条件下，化学反应中反应物转化为生成物的速率。 表示方法：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。例如：n2o5在气相或ccl4溶剂中按下式分解：2n2o54no2 + o2其反应速率可分别表示为： n2o5 n2o52 - n2o51 v(n2o5) = t t2 - t1 no2 no22- no21 v(no2) = t t2 - t1 o2 o22 - o21 v(o2) = t t2 - t1其中t为时间间隔，

3、-n2o5表示在t时间内n2o5浓度的改变值，即减少值。因为n2o5为一负值，为了保持反应速率为正值， 所以在式前加一负号。no2和o2分别表示t时间内no2和 o2浓度的改变值，即增加量。并由此可导出反应速率的单位为：mol.l-1.s-1。由此可知，这种表示实际上是表示t时间内反应的平均速率v。只有t0时，才真正表示化学反应在不同时刻的真正速率，即瞬时速率。 瞬时速率：某一时刻的化学反应速率。即t趋近于时，平均速率的极限对上面n2o5的分解反应，瞬时速率分别为： -n2o5 d c(n2o5 ) v(n2o5) lim - t0 t d t no2 d c(no2) v(no2) lim

4、t0 t d t 精品. o2 d co2 v(o2) lim t0 t d t 上面三个式子都是表示同一化学反应的反应的反应速率，但是这三种表示方法所表示的反应速率的数值是不相等的。因为从n2o5分解反应方程式中的计量系数关系来看，有2mol的n2o5分解，就有4mol的no2分子和1mol的o2分子生成， 所以这三种速率表示方法有下列关系： -n2o5 no2 o2 -1/2 = 1/4 = d t d t d t 即o2浓度增加的速率是n2o5浓度减少速率的一半，是no2 浓度增大速率的1/4。推而广之，对一般化学反应 对反应 aa + bb gg + hh -a -b g h 1/a

5、= 1/b = 1/g = 1/h dt dt dt dt或 1/a v(a) = 1/b v(b) = 1/g v(g) = 1/h v(h)可见，对某一化学反应，各组分浓度变化表示的反应速率之比，等于各自计量系数绝对值之比。 5化学反应速率的实验测定首先测定不同时刻某反应物或生成物的浓度，然后以浓度为纵坐标，时间为横坐标，做出反应物或生成物浓度随反应时间而变化的ct曲线。在曲线上任一点斜率的绝对值，就等于该点所对应时间的反应速率，即生成物浓度增大的速率或反应物浓度减少的速率。利用表7一l中第3列数据对第1列数据做图(反应物n2o5的浓度对时间做图)，见图71。图中曲线的割线ab的斜率表示时

6、间间隔t=tb-ta内反应的平均速率v，而过c点曲线的切线的斜率，则表示该时间间隔内某时刻tc时反应的份暖时速率。瞬时速率用v表示，这里是以n2o5的消耗速率表示的，写成v(n2o5)。图71中所示的def，其切线的斜率k表示v(n205)，故有v(n205)= de/ef 当a、b两点沿曲线向c靠近时，即时间间隔tb-ta=t越来越小时，割线ab越来越接近切线，割线的斜率(-n2o5/ t)越来越接近切线的斜率，当t0时，割线的斜率则变为切线的斜率。精品.因此瞬时速率v(n205)可以用极限的方法来表达出其定义式： -n2o5 v(n2o5) lim t0 t 在所有时刻的瞬时速率中，起始速

7、率v0极为重要，因为起始浓度是最易得到的数据。 72反应速率理论简介 21 碰撞理论早在1918年，路易斯(lewis)运用气体分子运动论的成果，提出了反应速率的碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。反应物分子碰撞的频率越高反应速率越大。1 理论要点：有效碰撞：反应是通过反应物分子彼此碰撞而发生的，其中能发生反应的碰撞称为有效碰撞。活化分子：可以发生有效碰撞的分子或发生反应的分子称为活化分子；活化分子的百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。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。图7 气体分子能量分布曲线ee平代替气

8、体分子平均动能，ea = e1 - e平2 反应速率与碰撞频率z，能量因子（分子有效碰撞分数）f，以及方位因子p有关(1) 碰撞频率z反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总次数是na(阿佛加德罗常数)的倍数，z = 分子间碰撞的总次数/na(次数/摩尔)。精品.（2）能量因子（分子有效碰撞分数）f碰撞理论认为，碰撞中能发生反应的一组分子首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应。我们把具有足够能量的分子组称为活化分子组。活化分子组在全部分子中所占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占碰撞总数的比例，都是符合马克斯韦尔一

9、波耳兹曼分布的，故有 eaf = e- rt式中f称为能量因子，其意义是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的分数；e自然对数的底；r气体常数；t绝对温度；ea活化能，na是阿佛加德罗常数。（3）方位因子p只有当活化分子组中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。因此, 真正的有效碰撞次数, 应该在总碰撞次数上再乘以一个取向因子p。例如： n02+cono+c02只有当co分子中的碳原子与no2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞的这种取向，则不会发生氧原子的转移(见图72)。反应速率v可表示为：从式)可以看出，活化能ea越高，反应速率v越小。因为ea越高，即对分子

10、组的能量要求越高，故活化分子所占的比例越少，有效碰撞次数所占的比例也就越小，故反应速率越小。对于不同的反应，活化能是不同的。22过渡状态理论1 理论要点：过渡状态理论认为，当两个具有足够平均能量的反应物分子相互接近时，分子中的化学键要经过重排，能量要重新分配。在反应过程中，要经过一个中间的过渡状态，即反应物分子先形成活化配合物。因此过渡状态理论也称为活化配合物理论。如:a+bc = dabc=ab+c 反应物 活化配合物 产物活化配合物既可以分解为反应物分子，也可以分解为产物分子。活化配合物和反应物(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。例如在co与no2的反应中，当具

11、有较高能量的co和no2分子彼此以适当的取向相互靠近到一定程度时，电子云便可相互重叠而形成一种活化配合物。在活化配合物中，原有的no键部分地断裂，新的co键部分地形成，如图73所示。精品.这时，反应物分子的动能暂时转变为活化配合物的势能，因此活化配合物很不稳定。它可以分解为生成物，也可以分解成反应物。过渡状态理论认为，反应速率与下列三个因素有关：(a)活化配合物的浓度；(b)活化配合物分解的几率；(c)活化配合物的分解速率。2 反应历程势能图应用过渡状态理论讨论化学反应时，可将反应过程中体系势能变化情况表示在反应历程势能图上。以反应no2+cono+co2为例，其反应历程一势能图如图7-4所示

12、。图中a点表示反应物no2和co分子的平均势能，在这样的能量条件下并不能发生反应。b点表示活化配合物的势能。c点表示生成物no和co2分子的平均势能。在反应历程中，no2和co分子必须越过能垒b才能经由活化配合物生成no和co2分子。正反应的活化能ea为图中反应物分子的平均势能与活化配合物的势能之差，逆反应的活化能可表示为ea 从图74一中，可以得到： no2+coonoco rhm1=ea o-noc-ono+co2 rhm2=-ea 两个反应之和表示的总反应为 no2+cono+co2 hrm=rhm1+rhm2=ea-ea故正反应的活化能与逆反应的活化能之差为化学反应的摩尔反应热。当ea

13、ea时，rhm0，反应吸热；当eaea时，rhmeac。加催化剂使活化能降低，活化分子组的百分数增加，故反应速率加快。例如合成氨反应，没有催化剂时反应的活化能为326.4kj.mol-1，加fe作催化剂时，活化能降低至175.5kj.mol-1。计算结果表明，在773k时加入催化剂后正反应的速率增加到原来的1.571010倍。由于催化剂参与了化学反应，所以：反应前后，催化剂的物理性质可发生变化。比如，催化剂可从球状变成粉末状，可从晶状变成粉未状。因为加入催化剂后，正反应活化能降低的数值e正 与逆反应活化能降低的数值e逆 是相等的。所以催化剂同等程度的增大正、逆反应的速率。但它不能改变反应的始态

14、和终态；正因为催化剂不能改变化学反应的始态和终态，所以催化剂不能改变状态数g、h等的大小。因为g和h等只与化学反应的初始状态和最终状态有关，与反应所经历的具体途径无关，亦即不能改变kc或kp的大小。因而它只能加快反应达到平衡时的时间，而不能改变平衡时的状态。催化剂只能加快反应的速率，不能改变化学平衡常数和平衡状态。催化剂只能加速热力学上认为实际发生的反应。而对热力学计算不能发生的反应，如g0的反应，不管使用任何催化剂都是徒劳的。催化剂只能改变反应的途径，加快反应的速率，而不能改变反应发生的方向。温度和催化剂对反应速率的影响是有本质区别的。催化剂对反应速率的影响是因为它改变了反应的机理，降低了反

15、应的活化能，以增加体系活化分子的百分数。而温度对反应速率的影响：是因为升高温度，给体系提供能量。使反应物中分子的能量普遍升高，也就是说增加了体系中能量大于活化能的分子数，即增加了活化分子的百分数，这样，有效碰撞次数就大大增加，从而加快了反应速率。3 催化反应（均相催化、多相催化、催化剂的选择）把有催化剂参加的反应称为催化反应。根据催化剂和反应物存在的状态来划分，可分为均相催化反应和多相催化反应。(1) 均相催化反应: 催化剂与反应物同处一相。原反应为ab，加入催化剂后反应历程变为 a+=a， ab+即反应物先与催化剂生成一不稳定的中间产物，然后中间产物再分解成产物，而催化剂得以再生。由于生成中

16、间产物的反应和中间产物分解反应的活化能都小于原反应的活化能，所以先生成中间产物，再分解成生成物就成了反应的一条捷径。在均相催化中，最普遍而重要的一种是酸碱催化反应。例如酯类的水解以h+离子作催化剂： h+ ch3cooch3+h20ch3cooh+ch3oh又如oh-离子可催化h2o2的分解： oh- 2h202 2h2o+o2 在均相催化反应中亦有不需另加催化剂而能自动发生催化作用的。例如向含有硫酸的h2o2水溶液中加入kmno4，最初觉察不到反应的发生，但经过一段时间，反应速率逐渐加快，kmno4颜色迅速退去。这是由于反应生成的mn精品.2+离子对反应具有催化作用。这类反应称为自动催化反应

17、。 (2)多相催化反应: 一般是催化剂自成一相。最常见的催化剂是固体，反应物为气体或液体。重要的化工生产如合成氨、接触法制硫酸、氨氧化法生产硝酸、原油裂解及基本有机合成工业等几乎都是气相反应, 应用固体物质作催化剂。 例如合成氨的反应 n2(g)+3h2(g)2nh3(g)用铁作催化剂，反应历程有所改变，现用图77来说明。首先气相中的氮分子被吸附在铁催化剂的表面上，使氮分子的化学键减弱继而化学键断裂离解为氮原子。气相中的氢气分子同表面上的氮原子作用，逐步生成-nh，-nh2和nh3。这个过程可以表示如下： n2+2fe2n-fe h2+2fe2h-fe n-fe+h-fefe2nh fe2nh

18、+h-fefe3nh2 fe3nh2+h-fefe4nh3 fe4nh34fe+nh3上述各步反应的活化能都较低，所以反应速率大大加快。由于多相催化与表面吸附有关，所以表面积越大，催化效率越高。但是整个固体催化剂表面上只有一小部分具有催化活性，被称之为活性中心。许多催化剂常因加入少量某种物质而使表面积增大许多。例如在用fe催化合成氨时，加入1.03的al2o3，即可使fe催化剂的表面积由0.55m2.g-1增加到9.44m2.g-1。也有的物质会使催化剂表面电子云密度增大，使催化剂的活性中心的效果增强。例如在fe中加入少量k2o，即可达此目的。a12o3和k2o自身对合成氨反应并无催化作用，但却可以使fe催化剂的催化能力大大增强，这种物质叫