化學反應速率

關(guān)于化學反應速率PPT課件第1頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月

H2與O2具有生成H2O的強烈趨勢,但室溫下氣體混合物放置1萬年仍看不出生成H2O的跡象。為了利用這個反應釋放的巨大能量,就必須提供適當?shù)膭恿W條件。因此，化學動力學研究還在于其實用意義。

化學動力學(化學的動力學)研究的是反應進行的速率,并根據(jù)研究反應速率提供的信息探討反應機理，即研究反應的快慢和反應進行的途徑。第2頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月定義

反應速率(反應比率)是指給定條件下反應物通過化學反應轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的速率，常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或者產(chǎn)物濃度的增加來表示。濃度常用moldm–3，時間常用s，min，h，d，y。反應速率又分為平均速率（平均比率）和瞬時速率（瞬間比率）兩種表示方法。第3頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月▲實際工作中如何選擇，往往取決于哪一種物質(zhì)更易通過實驗監(jiān)測其濃度變化。aA+bByY+zZ對于一般的化學反應：第4頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月

瞬時速率只能用作圖的方法得到，例如對于反應（45℃）：2N2O5→4NO2+O2反應的瞬時速率c(N2O5)/mol·dm-3

v/mol·

dm-3·s-10.905.4×10-40.452.7×10-4第5頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月反應2W+XY+Z哪種速率表達式是正確的？（同學們自己回答）問題：第6頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月為什么化學反應速率千差萬別？有的瞬間完成例如爆炸反應、紫外光固化反應；有的天長地久例如鐘乳石的形成、高分子老化、高分子自然降解等。第7頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月4.2化學反應速度理論4.2.1碰撞理論碰撞.html（舊鍵斷裂、新鍵生成）1918年Lewis(路易斯)以氣體分子運動論為基礎提出了雙分子反應速率的碰撞理論，對反應速率做了較為正確的解釋?；菊擖c：氣體分子間經(jīng)過碰撞形成新的分子。反應分子碰撞的頻率越高，反應速率越快，即反應速率大小與反應物分子碰撞的頻率成正比。但理論計算氣體分子碰撞頻率為3.5x1028次/升.秒，相當于反應速度5.8x104mol/l.s，即瞬間完成。實際上氣體反應速度千差萬別，有的很慢，有的很快。為什么？

第8頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月有效碰撞的概念：不一定每次碰撞都能發(fā)生反應。能發(fā)生反應的碰撞叫有效碰撞。能發(fā)生有效碰撞的分子首先必須具有足夠的能量，以克服分子無限接近時電子云之間的斥力，導致分子中的原子重排，即發(fā)生化學反應?；罨肿樱耗馨l(fā)生有效碰撞的分子叫活化分子。活化分子在整個體系中所占的比例稱為活化分子百分數(shù)。不同化學反應活化分子百分數(shù)不同，因此化學反應速率也不同。（活化分子與非活化分子的區(qū)別在于：能量不同）。討論：①活化分子百分數(shù)越大，反應速率越大。②由非活化分子變?yōu)榛罨肿樱耗芰可?/p>

第9頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月第10頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月Ec圖--氣體分子的能量分布曲線Ea具有能量E的分子分數(shù)分子的能量分布分子的平均能量活化分子活化能Ea

有效碰撞EEEc第11頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月濃度、溫度、催化劑對反應速率影響的解釋濃度的影響溫度一定時，反應物濃度越大,反應物分子總數(shù)越多，活化分子數(shù)隨之增多,反應速率增大。溫度的影響濃度一定時，溫度越高，活化分子分數(shù)越大,反應速率越大。第12頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月溫度對反應速率的影響示意圖氣體分子的能量分布圖第13頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月催化劑的影響當反應的濃度和溫度一定時，加催化劑能大大加快反應的速率，原因在于加催化劑后反應沿著活化能較低的途徑進行反應，活化能降低會大大增加活化分子的分數(shù)，因而大大加快反應速率。加催化劑后活化分子數(shù)大大增加。未加催化劑時反應活化分子的分數(shù)。第14頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月二、過渡態(tài)理論過渡態(tài).html（有機化學）要點：任何化學反應，都要經(jīng)過一個過渡狀態(tài)（中間態(tài)、過渡態(tài)、活性配合物：舊鍵部分斷裂、新鍵部分生成的高能量亞穩(wěn)態(tài)），才能生成產(chǎn)物。過渡態(tài)特點：①高能量②可以分解生成產(chǎn)物，也可以分解回到反應物。活化能：反應物的勢能與過渡態(tài)的能量差。（活化能越小，則反應越容易進行）。第15頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月反應歷程勢能圖第16頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月過渡狀態(tài)理論認為：從反應物到生成物之間會形成一種勢能較高的活化配合物(或活化中間體)，活化配合物所處的狀態(tài)稱為過渡狀態(tài)?；罨浜衔锏膭菽蹺c較高，不穩(wěn)定，會很快分解為產(chǎn)物或反應物。活化配合物的最低勢能與反應物的平均勢量之差為反應的活化能。即Ea=Ec－E平均第17頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月化學反應過程中勢能變化曲線EcEc放熱反應吸熱反應E平均E平均過渡狀態(tài)理論示意圖第18頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月第19頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月★反應物的能量必須爬過一個能壘才能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物★即使是放熱反應(△rH為負值)，外界仍必須提供最低限度的能量，這個能量就是反應的活化能

第20頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月4.3影響化學反應速率的因素4.3.1濃度對化學反應速率的影響

白磷在純氧氣中和在空氣中的燃燒

在溫度恒定情況下,增加反應物的濃度可以增大反應速率。用來表示反應速率與反應物濃度之間定量的關(guān)系式叫速率方程。第21頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月基元反應:由反應物一步反應為生成物的反應。特點：一步反應，沒有中間產(chǎn)物。一些基元反應：O3(g)+NO(g)NO2(g)+O2(g)2NO22NO+O2SO2Cl2

SO2+Cl2第22頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月非基元反應由兩個或兩個以上基元反應組合而成的反應。特點：實驗可檢測到中間產(chǎn)物,但中間產(chǎn)物被后面的一步或幾步基元反應消耗掉,不出現(xiàn)在總反應方程式中。例如：反應NO2(g)+CO(g)NO(g)+CO2(g)中間產(chǎn)物NO3可被光譜檢測到，但是沒有從混合物中分離出來。因此上述反應可視為由下列兩個基元反應組合而成，或反應歷程（機理）為：NO2+NO2

NO3+NO（慢）

NO3+CONO2+CO2（快）第23頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月結(jié)論：非基元反應是由兩個或兩個以上基元反應組合而成的；一個反應是否基元反應只能由實驗決定。第24頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月一、反應物濃度與化學反應速率的關(guān)系濃度的影響----質(zhì)量作用定律（用碰撞理論解釋）

基元反應：aA+dB==gC+hD則：

（速率方程式：含義？）

其中：——反應速率；k——反應速率常數(shù)，由實驗測出；α——反應物A的系數(shù)，也稱為反應物A的級數(shù)；d——反應物D的系數(shù)，也稱為反應物D的級數(shù)；α+d——稱為反應級數(shù)，相應的反應稱為一級反應，二級反應或三級反應，一級反應和二級反應是常見的，目前還未發(fā)現(xiàn)有四級反應。第25頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月(慢，速率控制步驟)對非基元反應反應機理為(快)速率控制步驟(慢)的速率=非基元反應的速率速率方程式為第26頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月使用質(zhì)量作用定律注意事項：①只適用于基元反應（一步完成的反應）或復雜反應中的分步反應。②稀溶液中溶劑參加反應，其濃度不列入速率方程式。③固體、純液體參加的多相化學反應，固體、純液體不列入速率方程式。第27頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月二、非基元反應速率方程的確定其中，k,m和n值由實驗測出。即對非基元反應，反應速率方程式應由實驗測出。

m或n可以為正整數(shù)，也可以為分數(shù)和零。m+n為反應級數(shù)，常見的反應有一級反應和二級反應。對于非基元化學反應aA+dDgG+hH反應速率方程式可寫為：第28頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月由實驗確定速率方程的簡單方法—初始速率法例編號初始濃度/mol.L-1V/mol.L-1s-1c(NO)c(H2)16.0010-31.0010-33.1910-326.0010-32.0010-36.3610-336.0010-33.0010-39.5610-341.0010-36.0010-30.4810-352.0010-36.0010-31.9210-363.0010-36.0010-34.3010-3試根據(jù)表中數(shù)據(jù)，推出該反應的速率方程式。第29頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月解設反應速率方程式為=k[c(NO)]m[c(H2)]n根據(jù)表中數(shù)據(jù)1和2，推出n=1。根據(jù)表中數(shù)據(jù)4和5，推出m=2。因此該反應的速率方程式為：為三級反應第30頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月三、反應級數(shù)和速率常數(shù)1、反應級數(shù)：0、1、2、3，可以是非整數(shù)。對反應H2(g)+I2(g)=2HI(g)反應速率方程式為=kc(H2)c(I2)過去很長一段時間都認為該反應是基元反應，后來實驗檢出自由基I，證實該反應為非基元反應，并提出反應機理為：(1)I2(g)=2I(g)（快速平衡）H2(g)+2I(g)=2HI(g)（慢反應）★由質(zhì)量作用定律推導其反應速率方程式。第31頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月2、速率常數(shù)k不隨濃度而變。受溫度影響。通常溫度升高，k增大。與催化劑有關(guān)。通常加催化劑，k急劇增大。反應級數(shù)不同，k的量綱不同。零級反應k的量綱為mol.L-1.s-1一級反應k的量綱為s-1；二級反應k的量綱為(mol·L-1)-1·s-1；第32頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月速率常數(shù)之間的關(guān)系：k=1/aka=------速率之間的關(guān)系：Va=-dA/dtVb=-dB/dtVc=dC/dtV=1/2Va=Vb=1/2Vc例如反應:2A+B→2C第33頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月3、反應級數(shù)與反應分子數(shù)的差別是對元步驟或簡單反應所對應的微觀化學變化而言的參加反應的反應物微粒數(shù)目只可能是一、二、三任何元步驟或簡單反應所對應的微觀變化，肯定存在反應分子數(shù)對速率方程不能納入形式的復雜反應，級數(shù)無意義是對宏觀化學反應包括簡單反應和復雜反應而言反應速率與濃度的幾次方成正比，就是幾級反應可為零、簡單正、負整數(shù)和分數(shù)u=kc

a(A)c

b(B)‥·概念所屬范圍定義或意義各個不同反應中的允許值是否肯定存在反應級數(shù)反應分子數(shù)第34頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月4.3.2溫度對反應速率的影響溫度對反應速率的影響示意圖氣體分子的能量分布圖第35頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月阿侖尼烏斯(Arrhenius)方程在大量實驗事實的基礎上，1889年，阿侖尼烏斯證明，當lnk對1/T作圖時可得一直線，很多反應的速率常數(shù)與溫度之間都具有這樣的關(guān)系。這個關(guān)系可寫作：其中，A——指數(shù)前因子,與碰撞方位因素有關(guān)。Ea——活化能，單位為J.mol-1，對某一給定反應來說，Ea為一定值，當反應的溫度區(qū)間變化不大時，Ea和A不隨溫度而改變。R=8.314J.mol-1.K-1。k——與溫度有關(guān)，且溫度越高，k值越大，反應速率越大。第36頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月Arrhenius方程的計算已知T1時的k1和T2時的k2，計算反應的活化能Ea。第37頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月例如：反應2N2O5(CCl4)=N2O4(CCl4)+O2(g)在不同溫度下的k值:作k-T圖和lnk-1/T圖第38頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月

k-T圖

lnk-1/T圖kTlnk1/T第39頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月由lnk--1/T圖求反應的活化能反應2N2O5(CCl4)=N2O4(CCl4)+O2(g)的活化能可由lnk-1/T圖求得。直線的斜率=-[-7.371-(-10.659)]/[(3.14-3.41)×10-3]=-1.2×104

根據(jù)阿累尼烏斯方程，-Ea/R=直線的斜率Ea=-1.2×104×8.314=1.0×105J.mol-1=100kJ.mol-1第40頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月由Ea計算反應速率常數(shù)例：已知反應2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g)T1=298K,k1=0.469×10-4s-1T2=318K,k2=6.29×10-4s-1求：Ea及338K時的k3。第41頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月溫度對反應速率的影響對同一反應,升高一定溫度,在高溫區(qū)k2/k1值增加較少,因此對于原本反應溫度不高的反應,可采用升溫的方法提高反應速率；對不同反應,升高相同溫度,Ea大的反應，k增大的倍數(shù)多,因此升高溫度對反應慢的反應有明顯的加速作用?；罨蹺a的數(shù)量級在40~400kJ.mol-1，多數(shù)為60~250kJ.mol-1。第42頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月4.3.3催化劑對反應速率的影響催化劑——存在少量就能加快反應而本身最后并無損耗的物質(zhì)。催化作用的特點：①只能對能發(fā)生的反應起作用。②催化劑改變了反應的途徑，使反應沿活化能較低的途徑進行，可以大大縮短反應達到平衡的時間，但不能改變化學平衡。即催化劑能提高反應速率，不能改變反應限度。③催化劑有選擇性，選擇不同的催化劑會有利于不同種產(chǎn)物的生成。④只有在特定的條件下催化劑才能表現(xiàn)出活性。第43頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月催化機理：催化劑改變了反應機理，使反應沿活化能較低的途徑進行，使反應速率大大增加。催化機理示意圖例如，合成氨反應N2+3/2H2NH3

Ea=230~930kJ.mol-1

加入Fe粉作催化劑的反應機理為：(1)1/2N2+FeN-Fe(2)N-Fe+3/2H2NH3+FeEa1′=126~167kJ.mol-1

第44頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月H2O2催化分解機理示意圖沒有催化劑存在時，過氧化氫的分解反應為：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)加入催化劑Br2，可以加快H2O2分解。分解反應的機理：H2O2(aq)+Br2(aq)=2H+(aq)+O2(g)+2Br-(aq)(2)H2O2(aq)+2H+(aq)+2Br-(aq)=2H2O(l)+Br2(g)第45頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月加催化劑后活化分子數(shù)大大增加。未加催化劑時反應活化分子的分數(shù)。催化劑的影響當反應的濃度和溫度一定時，加催化劑能大大加快反應的速率，原因在于加催化劑后反應沿著活化能較低的途徑進行反應，活化能降低會大大增加活化分子的分數(shù)，因而大大加快反應速率。第46頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月第四章總結(jié)

1.影響因素：增加反應物的濃度或壓力、升高體系的溫度、或使用催化劑均能加快反應速度。在實際工作中改變某一反應的速度，最有效的措施還在于選擇合適的催化劑。2.速度理論：濃度、溫度、催化劑對反應速度影響，均可用活化分子碰撞理論來解釋，三者影響的最終結(jié)果盡管都是活化分子數(shù)目的改變，但引起改變的原因卻是不同的。濃度的影響是通過單位體積內(nèi)活化分子數(shù)目的變化改變單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)；溫度的影響是通過能量變化改變了活化分子百分數(shù)；催化劑是通過降低反應活化能增加活化分子百分數(shù)。3.質(zhì)量作用定律：反應級數(shù)概念第47頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月條件的改變對v、k、K等的影響反應速度v速率常數(shù)k化學平衡平衡常數(shù)K恒溫下增加反應物濃度加快不變向生成物方向移動不變恒溫下增加總壓力（氣相）加快不變向分子數(shù)減少方向移動不變恒壓、濃度不變升高溫度加快增加向吸熱方向移動改變其他條件不變加催化劑加快增加無影響不變4.外界條件改變對反應速度、化學平衡影響總結(jié)第48頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月課堂練習：一、是非題1.元反應一定是反應速率最快的反應（）2.對于一定溫度下某化學反應一般反應物的濃度越大，反應速率越快（）3.系統(tǒng)狀態(tài)變化的速率越快，速率常數(shù)越大（）4.由阿倫尼烏斯公式可知，加快反應速率的唯一方法是升高反應溫度（）5.質(zhì)量作用定律適用于任何實際上能夠進行的反應（）6.反應的級數(shù)取決于反應方程式中反應物的化學計量數(shù)（）7.化學反應的標準平衡常數(shù)值越大，反應速率就越快（）一、1.-2.+3.-4.-5.-6.-7.-第49頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年2月二、選擇題1.升高溫度可以增加反應速率，主要是因為（）（1）增加了分子總數(shù)（2）增加了活化分子的百分數(shù)（3）降低了反應的活化能（4）促使平衡向吸熱方向移動2.一基元反應3A+B=C+2D，如果A的濃度減少一半，則反應速率（）。(1)加快一倍(2)減慢為原來1/2(3)減慢為原來1/8(4)減慢為原來1/33.基元反應A（s）+2B（g）=C，反應級數(shù)為（）。(1)1(2)2(3)3(4)44.零級反應的速率…………（

）

(1)為零

(2)與反應物濃度成正比

(3)與反應物濃度無關(guān)

(4)與反應物濃度成反比

1.22.33.34.3第50頁，課件共54頁，創(chuàng)作于2023年