普通化學(xué) PPT課件-第四章 化學(xué)反應(yīng)速率

第四章化學(xué)反應(yīng)速率4.1化學(xué)反應(yīng)速率的概念

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度的變化來表示。濃度單位用mol·L－1表示，時間單位可用s、min、h等，故反應(yīng)速率的單位為mol·L－1·s－1，mol·L－1·min－1，mol·L－1·h－1

等。如:N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

起始濃度(mol/L)1.03.004秒后(mol/L)0.41.21.2規(guī)定:以各個不同的速率項除以各自在反應(yīng)式中的計量系數(shù)表示反應(yīng)的反應(yīng)速率.瞬時速率:化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行到某一時刻的速率.對于化學(xué)反應(yīng):例:反應(yīng)2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)的反應(yīng)速率可以表示為ν=－，也可以表示為（）

A.B.

C.D.4.2影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素4.2.1濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響1.基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)化學(xué)動力學(xué)中,按反應(yīng)機(jī)理不同,分為基元反應(yīng)和非基元反應(yīng).反應(yīng)機(jī)理:反應(yīng)物到產(chǎn)物所經(jīng)歷的途徑.如:H2(g)+I2(g)=2HI(g)的反應(yīng)機(jī)理如下:(1)I22I(快反應(yīng))(2)H2+I+I=2HI(慢反應(yīng))2.質(zhì)量作用定律1863年,挪威學(xué)者古德堡(Guldberg)和威格(Wagge)在大量事實基礎(chǔ)上提出了質(zhì)量作用定律.非基元反應(yīng):如果一個反應(yīng)由兩個或兩個以上基元反應(yīng)組成,即為非基元反應(yīng)或復(fù)雜反應(yīng).基元反應(yīng):反應(yīng)物微粒直接碰撞一步實現(xiàn)的反應(yīng).如:NO2(g)+CO(g)=NO(g)+CO2(g)

其中慢的基元反應(yīng)決定整個反應(yīng)的速率,稱為非基元反應(yīng)的速度決定步驟.在一定溫度下,基元反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率與各反應(yīng)物摩爾濃度（以方程式中該物質(zhì)的計量系數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。

對于任一基元反應(yīng)：aA+bB=gG+hH-------質(zhì)量作用定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式(速率方程式)

速率方程式中的k稱為速率常數(shù)，其數(shù)值為在一定條件（溫度、催化劑）下，當(dāng)各反應(yīng)物濃度均為1mol·L－1時的化學(xué)反應(yīng)速率。k值決定于反應(yīng)的本性和反應(yīng)溫度。k值一般都由實驗測定。式中(a+b)稱為反應(yīng)總級數(shù).說明:(1)速率常數(shù)k的單位:

a+b反應(yīng)總級數(shù)k的單位

0

0級

1一級

S-1

2二級(2)a+b稱為反應(yīng)總級數(shù),a為反應(yīng)物A的級數(shù),b為反應(yīng)物B的級數(shù).反應(yīng)級數(shù)可以為0,自然數(shù),也可以是分?jǐn)?shù).

2Na+2H2O=2NaOH+H2

H2(g)+I2(g)=2HI(g)

0級反應(yīng)例1:某一反應(yīng)的速度決定步驟2A(g)+B(g)=3C(g),將1molA(g)和2molB(g)混合，反應(yīng)立即發(fā)生，當(dāng)A.B都用掉一半時,反應(yīng)速度是反應(yīng)初始速度的___________倍；當(dāng)A.B都用掉2/3時，反應(yīng)速度是初始速度的______________倍。例2:已知反應(yīng)2NO(g)+2H2(g)=N2(g)+2H2O(g)的反應(yīng)機(jī)理為:

（1）NO+NO==N2O2(快)（2）N2O2+H2==N2O+H2O(慢)（3）N2O+H2==N2+H2O(快)

則總反應(yīng)速率方程式為:A.ν=kc2(NO)c2(H2)B.ν=kc(NO)c(H2)C.ν=kc2(NO)c(H2)D.ν=kc2(NO)例3:給定條件下,反應(yīng)2NO+2H2=N2+2H2O分兩步進(jìn)行,I.2NO+H2=N2+H2O2(慢)II.H2O2+H2=2H2O(快)

若容器體積減至原來的一半,則反應(yīng)速率變?yōu)樵瓉淼?)倍?A.2B.4C.8D.16例:在600K時,反應(yīng)2NO+O2=2NO2的實驗數(shù)據(jù)如下:

c(NO)(mol/L)

C(O2)(mol/L)

NO的降低速率mol.L-1.S-10.0100.0100.0300.0100.0200.020

2.5×10-3

5.0×10-3

4.5×10-2(1)寫出上述反應(yīng)的速率方程式,計算反應(yīng)級數(shù);(2)計算速率常數(shù);(3)當(dāng)c(NO)=0.015mol/L,c(O2)=0.025mol/L時,v=?3.0級反應(yīng)和一級反應(yīng)4.2.2溫度對反應(yīng)速率的影響1.Van’THoff規(guī)則溫度每升高10℃,反應(yīng)速率就增大到原來的2-4倍.例:如果在某溫度范圍內(nèi),溫度升高10℃,反應(yīng)速率增大1倍,那么在55℃時的反應(yīng)速率是25℃時反應(yīng)速率的_________倍;100℃時的反應(yīng)速率是25℃時的___________倍.

溫度升高,反應(yīng)速率加快的根本原因:體系活化分子百分?jǐn)?shù)增加.2、Arrhenius公式

1887年瑞典物理化學(xué)家SvandteArrhenius在大量實驗事實的基礎(chǔ)上提出了反應(yīng)速率常數(shù)和溫度之間的關(guān)系式式中k為速率常數(shù),A為指前因子,Ea反應(yīng)活化能.在一定的溫度范圍內(nèi),Ea和A不隨溫度改變,對于給定的化學(xué)反應(yīng),Ea為定值.3.活化能對反應(yīng)速率的影響由圖可知:(1)對于活化能不同的化學(xué)反應(yīng)，在同一溫度下,活化能越大，其反應(yīng)速率越小.(3)對于一給定化學(xué)反應(yīng)，例如反應(yīng)Ⅰ，如果要把反應(yīng)速率增加9倍，例如在低溫區(qū)，k值從10增加到100，只需升溫666.7K-500K=166.7K，而在高溫區(qū),k值從1000增加到10000則需要升溫2000K－1000k=1000K。這便說明一個反應(yīng)在低溫時速率隨溫度變化比在高溫敏感得多。(2)對于活化能不同的兩個化學(xué)反應(yīng)，活化能較大的反應(yīng)，其反應(yīng)速率隨溫度增加較快，升溫對活化能較大的反應(yīng)更有利。4.活化能的計算例:300K時鮮牛奶4小時變質(zhì)，但在277K時保存48小時，則牛奶變質(zhì)反應(yīng)的活化能為（）

A.無法計算B.+5.75KJ·mol-1

C.-74.5KJ·mol-1D.+74.5KJ·mol-1例2:一反應(yīng)的活化能為85KJ·mol-1,則該反應(yīng)在400.15K時的反應(yīng)速率是300.15K時的_________倍.4.3化學(xué)反應(yīng)速率理論4.3.1反應(yīng)速率碰撞理論1918年,Lewis根據(jù)氣體分子運動論,提出碰撞理論.內(nèi)容:(1)化學(xué)反應(yīng)過程是反應(yīng)物分子相互碰撞,分子中化學(xué)鍵被打開,繼而建立新的化學(xué)鍵的過程.只有活化分子間的碰撞才可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng).(2)活化分子間的碰撞只有在取向適當(dāng)?shù)臈l件下才能發(fā)生反應(yīng).所以活化分子間的碰撞不一定是有效碰撞;但有效碰撞一定是活化分子間的碰撞.4.3.2反應(yīng)速率過渡態(tài)理論三十年代,Eyring(艾林)提出過渡態(tài)理論.反應(yīng)物在相互接近時要經(jīng)過一個中間過渡狀態(tài)，即形成一種“活化絡(luò)合物”，然后再轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物。這個過渡狀態(tài)就是活化狀態(tài)，如A+BCA…B…CAB+C反應(yīng)物活化絡(luò)合物產(chǎn)物（始態(tài)）（過渡態(tài))（終態(tài)）例:反應(yīng)2AB(g)=A2(g)+B2(g),正反應(yīng)的活化能Ea(+)=44.3KJ·mol-1,AB的ΔfH?m=1.35KJ·mol-1,逆反應(yīng)的活化