化學反應速的學習教案

化學反應速的學習教案第1頁/共48頁反應體系中任何一種物質濃度的變化都可以表示反應的速率。國際單位制建議用B物質的化學計量數v

B去除dcB/dt，這樣就使得一個反應體系的速率有一致的確定值。第2頁/共48頁對于反應

aA+dD=gG+hH第3頁/共48頁二.瞬時速率的測定描點連線,根據不同時間下的濃度數據做c-t曲線然后做點a(1000秒)的切線,取切線上任意兩點b、c。過b、c分別畫平行于縱軸和橫軸的直線，交于d點則直角三角形bcd中，dc段表示時間變化，bd表示HCl的濃度變化求曲線上a點切線的斜率求該反應在1000秒時的瞬時速率HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)

二、實驗要求反應的速度不能太快，因為太快，濃度不能測定準確（1）實驗方法第4頁/共48頁三、化學反應速率理論

隨著反應進行時間的延長，反應減慢。為了說明反應的快慢及其影響因素，目前常用的有兩種理論：碰撞理論和過渡態(tài)理論。（一）、碰撞理論：發(fā)生反應的兩個基本前提:

發(fā)生碰撞的分子應有足夠高的能量

碰撞的幾何方位要適當活化分子第5頁/共48頁第6頁/共48頁氣體分子的能量分布和活化能EmE0E*mEa活化能是把反應物分子轉變?yōu)榛罨肿铀枘芰康?頁/共48頁（二）過渡態(tài)理論由反應物到產物的反應過程，必須通過一種過渡狀態(tài),即反應物分子活化形成活化配合物的中間狀態(tài)。NO2+CO

[N…O

…

C…O]CO2+NO

反應物活化配合物產物過渡態(tài)O第8頁/共48頁

當C沿著AB鍵軸方向接近時，A—B中的化學鍵逐漸松馳和削弱，原子C和原子A之間形成一種新鍵，這時形成了[C…A…B]的構型，這種過渡狀態(tài)的構型稱為活化配合物。這種活化配合物位能很高，所以很不穩(wěn)定，它可能重新變回原來的反應物（C，AB），也可能分解成產物（AC，B）。A-B+C[C…A…B

]===A-C+B

反應物活化配合物產物第9頁/共48頁反應過程勢能變化示意圖E*(過渡態(tài))反應物產物勢能E1反應歷程E2△HEa(逆)Ea(正)第10頁/共48頁一、反應機理2-2影響反應速率的各種因素又稱反應歷程，是化學反應所經歷的途徑。e.g.(1)2NO+2H2

H2+2H2O實際經過以下三步：(2)2NON2O2

（快）(3)N2O2N2O+H2O（慢）

(4)N2O

N2+H2O（快）

第11頁/共48頁非基元反應或復雜反應：從反應物轉化為生成物，是多步完成的反應，即由兩個或兩個以上基元反應構成的化學反應例如(5)NO2＋CONO+CO2

(6)2NO+O22NO2

我們把反應物分子在碰撞中一步直接轉化為生成物分子的反應成為基元反應第12頁/共48頁質量作用定律：基元反應的化學反應速率與各反應物濃度以反應方程式中化學計量數的絕對值為乘冪的乘積成正比。二、速率方程和速率常數基元反應aA+bB

dD+eE速率方程式或質量作用定律表達式若反應物為氣體，則：速率常數k:速率常數，其大小由反應物的本性決定，與濃度無關。易受溫度或催化劑的影響，一般由實驗測定。第13頁/共48頁三、反應級數:aA+bBdD+eE例.判斷反應H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的速率方程能否寫成

=kc[H2O2][H+]2[Br-]2？不是基元反應；不是一個五級反應。反應物的反應級數：反應物濃度的方次。在基元反應中與計量系數一致。多數化學反應的速率方程可表示為反應級數：所有反應物級數的加和?？梢允钦麛担部梢允欠謹祷蛄?。第14頁/共48頁速度常數的單位速度常數的單位隨反應級數不同而不同：反應級數0123k的單位mol·L-1·s-1s-1L·mol-1·s-1(L·mol-1)2·s-1k=————mol·L-1·s-1CmA·Cnb(mol·L-1)m+n反應級數的確定確定反應級數就是確定速度方程，因此必須依據于實驗事實。第15頁/共48頁四、非基元反應的速率方程式的確定由實驗確定反應速率方程的簡單方法—改變物質數量比例法aA+bBdD+eE先假設其速率方程為實驗時，一組反應中把B的濃度固定不變，考察反應速度隨A濃度變化的關系確定x值;另一組反應把A的濃度固定不變，考察反應速度隨B濃度變化的關系確定y值。第16頁/共48頁例２-１有一化學反應：aA+bB=C，在298K時，將A、B溶液按不同濃度混合，得到下列實驗數據：A的初始濃度/mol·L-1B的初始濃度/mol·L-1初始濃度/mol·L-11.02.04.01.01.01.01.01.01.01.02.04.01.2×10-22.3×10-24.9×10-21.2×10-24.8×10-21.9×10-1求此反應的速度方程和速度常數。解：設該反應的速度方程為(1)分析<1>,<2>,<3>組數據，B的濃度保持不變，因為速度與A的濃度成正比，所以x＝1；(2)分析<4>,<5>,<6>組數據，A的濃度保持不變，速度與B濃度的平方成正比，所以y＝2。第17頁/共48頁(3)將任一組數據代入方程均可求出速度常數k：因此該反應的速度方程為：答：該反應的速度方程是速度常數是k=1.2×10-2(L2·mol-1·s-1)

第18頁/共48頁五、溫度對反應速率的影響1、van’tHoff近似規(guī)則：對一些化學反應，在一定溫度范圍內，溫度每升高10攝氏度，反應速度約增大2至4倍。：常數，其值在2～4之間。第19頁/共48頁2、阿累尼烏斯公式（Arrhenius

）1819年阿累尼烏斯總結出了速度常數與熱力學溫度關系的經驗公式A──頻率因子或指前因子由于溫度T在指數項，所以它的微小變化就會引起平衡常數的較大變化。Ea──活化能，受溫度影響，但影響不大，通常忽略溫度的影響?？梢暈槎ㄖ礣──熱力學溫度。R──氣體常數。注意：Ea的單位與R的單位要一致；在阿累尼烏斯公式中，k是無量綱的第20頁/共48頁（1）由不同溫度的速度常數作圖法求活化能3.阿累尼烏斯公式的應用根據阿累尼烏斯公式的對數形式做lgk-1/T的圖像,得一直線；直線的斜率＝－Ea/2.303R，那么Ea＝-2.303R斜率斜率=-————Ea2.303R截距=lgAlgk—1T第21頁/共48頁（2）計算法求不同溫度的速度常數所以第22頁/共48頁例2-２某反應的活化能Ea＝1.14×105J·mol-1。在600K時k＝0.75L·mol-1·s-1，，計算700K的k。解：Ea＝1.14×105J·mol-1T2＝700KT1＝600Kk1＝0.75L·mol-1·s-1k2=?k2——=26k1k2＝26k1＝26×0.75＝20(L·mol-1·s-1)答:700K時的速度常數是k=20(L·mol-1·s-1)第23頁/共48頁（3）由不同溫度的速度常數計算法求反應的活化能答：反應的活化能是Ea=101kJ·mol-1例2-３實驗測得下列反應：2NOCl(g)=2NO(g)+Cl(g)在300K時k1＝2.8×10-5L·mol-1·s-1；400K時k2＝7.0×10-1L·mol-1·s-1，求反應的活化能。解：T2＝400KT1＝300Kk2＝7.0×10-1L·mol-1·s-1k1＝2.8×10-5L·mol-1·s-1Ea＝?第24頁/共48頁六、催化劑對反應速率的影響上述反應盡管向右反應的可能性很大，但是在沒有催化劑時，反應不能發(fā)生，當混入少量鉑粉時，反應很快進行。1、催化劑和催化作用催化劑是一種能改變化學反應速率，而本身的組成和質量在反應前后保持不變的物質。催化劑能改變反應速度的作用稱為催化作用。如：2H2+O2====2H2OPt其他一些反應例子2SO2+O2======2SO3V2O52KClO32KCl+3O2MnO2200℃第25頁/共48頁2、催化機理催化劑的催化機理主要是改變了反應的途徑，從而使反應的活化能發(fā)生了改變催化機理如右圖所示，反應A+B=AB，沒有催化劑的活化能為Ea

，有催化劑時活化能為E1和E2A+Z=AZE1AZ+B=AB+ZE2由于E1和E2均比Ea小得多，所以途徑Ⅱ比途徑Ⅰ容易進行。第26頁/共48頁3、催化反應特點(1)、催化劑對反應速度的影響是通過改變反應機理實現(xiàn)的。(2)、催經劑只能改變反應的速度而改變反應達到平衡的時間，但不能改變平衡狀態(tài)和平衡常數。(3)、催化劑同等程度地改變正逆反應的速度，所以正反應的催化劑也必然是逆反應的催化劑第27頁/共48頁2-3化學平衡一、可逆反應和化學平衡1.可逆反應和不可逆反應在同一條件下，既能向正反應方向又能向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。如果反應只能向一個方向進行，則稱不可逆反應?？赡娣磻腔瘜W反應的普遍現(xiàn)象，不可逆反應是相對的。例如：N2O42NO2

反應物正反應速度V1逆反應速度V2V1=V2:化學平衡狀態(tài)V1>>V2:不可逆反應2KClO32KCl+3O2MnO2ΔN2+3H22NH3生成物第28頁/共48頁2、化學平衡正逆反應的速度相等時，體系所處的狀態(tài)稱為化學平衡?；瘜W平衡特點動態(tài)的平衡有條件的平衡第29頁/共48頁二、平衡常數在一定溫度下，某個可逆反應達到平衡時，產物濃度系數次方的乘積與反應物濃度系數次方的乘積之比是一個常數。１.經驗平衡常數Kc=————[E]e[D]d[A]a[B]baA+bBeE+dDKc

越大，反應進行的越徹底。對于氣體反應，常用氣體的分壓代替濃度Kp=————p2(HI)p(H2)·p(I2)第30頁/共48頁Kc和Kp的關系可以推導如下piV=niRTpi=ciRTKp=——————=Kc(RT)(e+d-a-b)[cERT]e[cDRT]d[cART]a[cBRT]b令e+d-a-b=v則Kp=Kc(RT)v想一想：在什么條件下Kp=KcaA+bBeE+dD

氣相反應Kc=————[E]e[D]d[A]a[B]bKp=————PEePDdPAaPBb第31頁/共48頁Kc=————=——=7.32×10-3

[NH3]2[N2][H2]3423×93由平衡定律求平衡常數根據物料平衡求初時濃度答:該溫度時合成氨反應化學平衡常數是7.32×10-3,N2和H2的初始濃度分別為5mol·L-1和15mol·L-1

解：N2+3H22NH3例2-4.合成氨反應N2+3H22NH3

在某溫度下達平衡時，各物質的濃度是：[N2]=3mol·L-1，[H2]=9mol·L-1，[NH3]=4mol·L-1。求該溫度時的平衡常數和N2、H2的初始濃度C＝[N2]+1[NH3]/2

＝3+2＝5mol·L-1N2C＝[H2]+3[NH3]/2＝9+6＝15mol·L-1H2K=————[E]e[D]d[A]a[B]b第32頁/共48頁2、標準平衡常數氣相反應

p?

=105Pa,為標準壓力。K量綱為1。c?=1mol·L-1,為標準濃度。Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)液相反應第33頁/共48頁對于一般的化學反應K?是溫度的函數，與濃度、分壓無關。第34頁/共48頁3、書寫平衡常數關系式的規(guī)則（1）標準平衡常數表示式中各組分濃度或分壓為平衡時的濃度或分壓。（２）關系式中不包括固體和純液體物質濃度項(因為它們的濃度為常數)，只包括氣態(tài)物質和溶液中各溶質的濃度。反應：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)Cr2O72-(aq)+H2O(l)2CrO42-(aq)+2H+(aq)Kp=p(CO2)Kc=[CrO42-]2·[H+]2[Cr2O72-]第35頁/共48頁（３）水溶液中的反應如有水參加，水濃度為常數，不寫在平衡關系式中。但對非水溶液反應，如有水生成或有水參加，必須寫上。如醋酸和乙醇的酯化反應:K=————————[CH3COOC2H5][H2O][CH3COOH][C2H5OH]C2H5OH+CH3COOHCH3COOC2H5+H2O（４）同一化學反應，平衡常數關系式因化學方程式的寫法不同而異。N2O4(g)NO2(g)K2=K1=0.602NO2(g)N2O4(g)K3=——=2.781K1N2O4(g)2NO2(g)K1==0.361/2第36頁/共48頁（5）多重平衡規(guī)則

若干方程式相加(減)，則總反應的標準平衡常數等于分步平衡常數之乘積(商)e.g.1:2NO(g)+O2(g)?2NO2K12NO2(g)?N2O4K22NO(g)+O2(g)?N2O4(g)K=K1K2

e.g.2:C(s)+CO2(g)?2CO(g)KC(s)+H2O(g)?CO(g)+H2(g)K1CO(g)+H2O(g)?CO2(g)+H2(g)K2

K=K1/K2多重平衡規(guī)則的用途：應用若干己知反應的平衡常數求得某個或某些其它反應的平衡常數，而無須逐一通過實驗求值。注意：在處理多重平衡關系中,所有平衡常數必須在同一個溫度。第37頁/共48頁寫出下列逆反應的平衡常數KC和KP的表達式：(1)CH4+2O2CO2+2H2O(g)(2)C(s)+O2CO2(3)Fe2O3(s)+3H22Fe(s)+3H2O(g)(4)CaCO3(s)CaO(s)+CO2解：（1）Kc=————[CO2][H2O]2[CH4][O2]2Kp=————PP2PP2CO2H2OCH4O2（2）Kc=——[CO2][O2]2Kp=——PPCO2O2（3）Kc=——[H2O]3[H2]3Kp=——P3

P3H2OH2(4)Kc=[CO2]Kp=PCO2第38頁/共48頁4、平衡常數的幾點說明①平衡常數表達式需與反應方程式相對應

例

N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)K1=1.60105N2(g)+H2(g)?NH3(g)K2=3.87102

K1

K2

，

K1=K221232②平衡常數只表現(xiàn)反應進行的程度，即可能性問題，而不表現(xiàn)到達平衡所需的時間，即現(xiàn)實性問題；K?越大，反應越徹底，反應傾向性越大；

K?>107正向進行；K?<107逆向進行。例2SO2(g)+O2(g)====2SO3(g)298K時，K?298K=3.61024第39頁/共48頁③經驗平衡常數與標準平衡常數的區(qū)別：標準平衡常數是量綱為一的量；而經驗平衡常數只有在v=0時，量綱才為一。二者一般數值不等（v=0

者除外）；溶液反應二者數值相同。④標準平衡常數K?與溫度有關，因此要注明K?

的溫度條件，通常一個溫度下同一化學反應只有一個K?第40頁/共48頁三、平衡常數的計算1.利用平衡常數求物質或產物的濃度，求反應物的轉化率。平衡轉化率=————————————×100%平衡時已轉化了的某反應物的量轉化前該反應物的量2.利用實驗數據求經驗平衡常數及標準平衡常數。若反應前后體積不變，又可表示為平衡轉化率=————————————×100%

某反應物濃度的消耗值

轉化前該反應物的濃度值第41頁/共48頁初時濃度:0.0200.02000平衡濃度:0.020-x0.20-xxxK=————=9x2(0.020-x)2解得:x=0.015(mol·L-1)轉化率=——×100=75%0.0150.020答:該反應在所給條件下的最大轉化率是75%解：設平衡時CO2和H2的濃度為xmol·L

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)例2-5一氧化碳變換反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)在773K時,平衡常數Kc=9，如反應開始時CO和H2O的濃度都是0.020mol·L-1，計算在這條件下，CO的轉化率最大是多少？第42頁/共48頁例2-6合成氨反應在500oC建立平衡p(NH3)=3.53106Pa,p(N2)=4.13106Pa,p(H2)=12.36106Pa,試分別求該反應N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)的標準平衡常數KT?

與經驗