第2章 化學反應速率與化學平衡

無機與分析化學第2章化學反應速率與化學平衡2掌握化學反應速率的概念了解化學反應速率簡單理論掌握影響化學反應速率的主要因素理解化學平衡及其移動理解反應速率與化學平衡的綜合應用本章重點3化學反應速率01影響化學反應速率的因素03化學平衡的移動05

化學平衡的綜合應用06主要內(nèi)容反應速率理論簡介02化學平衡044一.化學反應速率的概念和表示方法1.定義：指在一定條件下，反應物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏目炻?。往往用單位時間內(nèi)反應物或生成物濃度變化的絕對值表示。表示方法：反應速率（v）=濃度變化/變化所需時間§2.1化學反應速率單位：mol·L-1·s-15【例】.在給定條件下，合成氨的反應：N2+3H2===2NH3起始濃度（mol·L-1）1.03.002s后濃度（mol·L-1）0.82.40.4上述反應的速率可以用反應物氮氣或氫氣的濃度減少表示：也可以用生成物濃度的增加來表示：6§2.2化學反應速率理論簡介一.有效碰撞理論若每次碰撞發(fā)生反應，其速率可達

3.8×104mol·L-1·s-1,但實際反應速率為6×10-9mol·L-1·s-1

溫度773K，濃度為1×10-3mol·L-1

的HI，分子碰撞次數(shù)3.5×1028次·L-1·s-1。

【例】：2HI(g)→H2(g)+I2(g)千萬次碰撞中僅少數(shù)碰撞能反應結(jié)論71.有效碰撞：能夠?qū)е禄瘜W反應的碰撞才可叫有效碰撞；2.活化分子：具有足夠能量發(fā)生有效碰撞的分子；3.活化能：要使單位物質(zhì)的量具有平均能量的分子變成活化分子需要吸收的最低能量，稱之為活化能EaEaEkE0E*EO△NNE△E*：活化分子的平均能量E0：活化分子的最低能量

Ek

：氣體分子的平均能量Ea=E*-Ek8碰撞理論認為，反應物分子必須有足夠的能量（Ea），并以適宜的方位互相碰撞，才能導致發(fā)生有效碰撞。9二.過渡狀態(tài)理論化學反應并不是通過反應物分子的簡單碰撞就完成的，在反應物到生成物的轉(zhuǎn)變過程中，先形成一種中間過渡狀態(tài)，即反應物分子形成活化配合物。A+BC→[A…B…C]*→AB+C

反應物活化配合物生成物（始態(tài)）（過渡狀態(tài)）（終態(tài)）1)分子在碰撞后先要經(jīng)驗經(jīng)過一個中間的過渡狀態(tài)；2)過渡狀態(tài)(活化配合物)是不穩(wěn)定的，極易分解；3)分子的活化能越小，反應速度越快；10一.濃度對化學反應速率的影響§2.3影響化學反應速率的因素在一定溫度下，發(fā)應物濃度越大，反應速率就越快，反之亦然。在溫度恒定情況下,增加反應物的濃度可以增大反應速率。白磷在純氧氣中和在空氣中的燃燒反應速率∝碰撞次數(shù)∝反應物濃度4次碰撞6次碰撞8次碰撞16次碰撞4次碰撞6次碰撞8次碰撞16次碰撞11基元反應與非基元反應反應物分子在有效碰撞中一步直接轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應稱為基元反應。如：NO2+CO→NO+CO2；2NOCl→2NO+Cl2.

由兩個或兩個以上的基元反應構(gòu)成的復雜化學反應成為非基元反應。如：H2+I2→2HI，該反應分兩步完成：①I2→2I；②H2+2I→2HI。12質(zhì)量作用定律

在一定溫度下，對于基元反應，其反應速率與各反應物濃度冪的乘積為正比。對于反應aA+bB→yY+zZ，其反應速率方程為：速率常數(shù)反應物的化學計量數(shù)

k的物理意義：在一定的條件下(溫度、催化劑)，反應物濃度均為1mol/L時的反應速率。13

注意:：

1.

質(zhì)量作用定律只適用于基元反應，復雜反應的速率方程由實驗確定。

2.

已知反應機理的復雜反應，速率方程根據(jù)最慢的基元反應來寫。

3.

均勻體系中，純固體、純液體的濃度視為常數(shù)，不寫入速率方程。14例1：2N2O5=4NO2+O2①N2O5=N2O3+O2

（慢）②N2O3=NO2+NO（快）③2NO+O2=2NO2

（快）例2：C(s)+O2(g)=CO2(g)15反應級數(shù)

定義：在速率方程中，各反應物濃度的指數(shù)之和稱為反應的反應級數(shù)。一般的化學反應:aA+bB→gG+hH

若α=1，對于A為一級反應；若β=2，對于B為二級反應，α+β=3，總反應級數(shù)為3。基元反應的α＝a，β＝b，復雜反應可通過實驗確定其值。16【例1】基元反應NO2+CO=NO+CO2對于NO2，反應級數(shù)為1，對于CO，反應級數(shù)是1，該反應的反應級數(shù)：1+1=2

【例2】復雜反應2NO+2H2=N2+2H2O反應級數(shù)為317注意：

1.反應級數(shù)越大，則反應物濃度對反應速率的影響越大。

2.

反應級數(shù)可以是整數(shù)，也可是分數(shù)或零．零級反應中反應物濃度對反應速率無影響，如多相催化反應。

3.常見的簡單反應級數(shù)有：零級反應、一級反應、二級反應、三級反應。18二.溫度對化學反應速率的影響定性：溫度每升高10℃，反應速率大約增加到原來的2~4倍。t/℃01020304050相對反應速率1.002.084.328.3816.1939.95表1.溫度對H2O2與HI反應速率的影響溫度升高，絕大多數(shù)反應速率加快；原因是升溫使反應物分子的能量增加，活化分子數(shù)目增大，有效碰撞次數(shù)增多。19三.催化劑對化學反應速率的影響催化劑：能顯著改變反應速率，而在反應前后自身的組成、數(shù)量和化學性質(zhì)基本不變的物質(zhì)。催化作用特點：催化作用改變反應的活化能，因而可以改變反應速率；催化劑只改變反應速率，不影響反應的始態(tài)和終態(tài)；催化劑具有選擇性。20

【例】汽車尾氣催化轉(zhuǎn)化裝置

廢氣從汽車引擎是經(jīng)過接觸反應的轉(zhuǎn)換到最小化環(huán)境損害原理實物21您知道您每天喝進的牛奶是怎樣消化的嗎?生物化學家用“鎖配鑰”模型(“鎖和鑰匙”)解釋酶的催化活性。Solution乳糖葡萄糖＋半乳糖乳糖酶22影響反應速率的其他因素接觸面積大小擴散速率高低接觸機會多少超聲波、紫外線等鐵與鹽酸的反應Fe(s)+2HCl(g)＝FeCl2(s)+H2(g)↑23化學反應的可逆性與化學平衡§2.4化學平衡2SO2＋O22SO3

不可逆反應：有些反應逆向進行的趨勢很小，正反應幾乎能進行到底。如：

可逆反應：在同一條件下既可以正向進行的又能逆向進行的反應。如：正反應逆反應24【例】在1L的容積的密閉容器里，加1molCO和1molH2O(g)，反應過程中會有怎樣的變化？開始時：c(CO)、c(H2O)最大，c(CO2)、c(H2)=0；隨著反應的進行：

c(CO)、c(H2O)逐漸減小，c(CO2)、c(H2)逐漸增大；(1)開始時，v正

；v逆=

。(2)隨著反應的進行，v正

；v逆

.最大0減小增大以CO為例,v正為CO的消耗速率;v逆為CO的生成速率反應進行到一定程度，到了某一時刻，正逆反應速率相等，且不再變化，v正=v逆≠0

CO的消耗濃度等于CO的生成濃度，CO濃度不再改變。25v正v逆v正=v逆時間速率其它物質(zhì)也一樣，濃度保持不變，

正逆反應速率相等.反應仍在進行，但四種物質(zhì)的濃度均保持不變，達到動態(tài)平衡這種狀態(tài)就是-----化學平衡狀態(tài)26化學平衡狀態(tài)的基本特征動態(tài)平衡（正逆反應仍在進行）反應混合物中各組分的濃度保持不變，各組分的百分含量一定條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡動：等：定：變：v(正)=v(逆)

≠027平衡常數(shù)1.實驗平衡常數(shù)：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，各生成物平衡濃度（氣體分壓）冪的乘積與反應物平衡濃度（氣體分壓）冪的乘積之比值為一常數(shù)，稱為化學平衡常數(shù)。可逆反應：aA+dDgG+hH

Kc稱為濃度平衡常數(shù)Kp稱為壓力平衡常數(shù)282.標準平衡常數(shù)

其表達式與實驗平衡常數(shù)相同，只是相關(guān)物質(zhì)的濃度要用相對濃度（c/c⊙）、分壓要用相對分壓（p/p⊙）來代替,常數(shù)K⊙,其中c⊙＝1mol/L，p⊙＝100kPa.

可逆基元反應：aA+dDgG+hH29

平衡常數(shù)與反應式的寫法有關(guān)N2O4(g)2NO2(g)

2NO2(g)N2O4(g)

1/2N2O4(g)NO2(g)

Kp=1/Kp′=(Kp")2正確書寫平衡常數(shù)表達式30

純固體、純液體的濃度或分壓不寫入平衡常數(shù)的表達式。

CaCO3(s)

CaO(s)

+CO2(g)

在稀水溶液中進行的反應，水的濃度視為常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)表達式。

NH4++H2ONH3·H2O+H+31溫度發(fā)生改變，化學反應的平衡常數(shù)隨之改變，需注意溫度變化。323.平衡常數(shù)的意義判斷反應的程度：對同類反應來說，K⊙

越大反應進行的越完全；預測反應進行的方向?？赡娣磻篴A+dDgG+hH反應熵Q：任意狀態(tài)下，生成物的濃度冪與反應物濃度冪的乘積比；KQ反應正向反應逆向KQKQ平衡狀態(tài)33定義：反應達到平衡后，反應物轉(zhuǎn)化為生成物的百分率（也稱為最大轉(zhuǎn)化率、理論轉(zhuǎn)化率）公式：

α＝反應物已轉(zhuǎn)化的量/反應物的總量×100％應用：在實際工作中，人們常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示可逆反應進行的程度。轉(zhuǎn)化率越大，表示反應向右進行的程度越大。4.平衡轉(zhuǎn)化率34【例】密閉容器中反應：2NO(g)+O2(g)2NO2(g),在1000K下達平衡。若始態(tài)p(NO)=101.3kPa,p(O2)=303.9kPa,p(NO2)=0;平衡時，p(NO2)=12.16kPa。試計算平衡時NO、O2的平衡轉(zhuǎn)化率及平衡常數(shù)K⊙

。解：由于在反應方程式中NO∽NO2，所以由多少摩爾的NO2

生成就有多少摩爾NO反應掉，即平衡時p(NO)＝101.3－12.16＝89.24kPaα(NO)＝12.16/101.3×100％＝12％p(O2)＝303.9－12.16/2＝297.82kPaα(O2)＝6.08/303.9×100％＝2％K⊙＝=

0.014786/2.37177=0.006[p(NO2)/100]2[p(NO)/100]2×[p(O2)/100]35§2.5化學平衡的移動1.化學平衡的移動概念：由于外界條件的改變導致原來化學平衡狀態(tài)的破壞，在新條件下，重新達到平衡狀態(tài)的過程，稱為平衡移動。研究對象：已建立平衡狀態(tài)的體系平衡移動的標志：反應混合物中各組分的百分含量發(fā)生改變；

v正≠v逆36對化學平衡移動的影響因素濃度對化學平衡的影響(血紅色)(無色)(黃色)Fe3++3SCN-Fe(SCN)3

加少量飽和FeCl3溶液，紅色加深；加少量KSCN濃溶液，紅色也加深；加少量NaOH溶液顏色有何變化？有紅褐色沉淀生成，溶液紅色變淺Fe3++3SCN-Fe(SCN)3實驗結(jié)論：在其他條件不變時，增大反應物或減小生成物的濃度化學平衡向正反應方向移動減小反應物或增大生成物的濃度化學平衡向逆反應方向移動37壓力對化學平衡的影響現(xiàn)象及分析：加壓

減壓

顏色先變深后變淺平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動

2NO2(g)

N2O4(g)正反應方向氣體分子數(shù)減少紅棕色無色平衡向氣體分子數(shù)增多的方向移動顏色先變淺后變深38溫度對化學平衡的影響濃度與壓力的改變導致化學平衡移動，但并不改變平衡常數(shù)，溫度改變將改變體系平衡常數(shù)，引起化學平衡移動。升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動。催化劑對化學平衡的影響催化劑并不改變化學平衡，不提高轉(zhuǎn)化率，但可加快反應速率。39平衡移動原理-勒夏特列原理如果改變平衡體系中某個條件（如濃度、壓力、溫度等），平衡總向著減弱這個改變的方向移動。注意：①是“減弱”這種改變，不是“消除”這種改變②只有單個條件改變，才能應用（多個