化學反應速率課件1VIP

化學反應速率章總目錄1

本章內(nèi)容:

1.

了解反應速率理論。

2.

掌握濃度、溫度、催化劑等對反應速率的影響。

研究的目的：控制反應速率，使其按我們希望的速率進行。反應速率快，如爆炸反應，中和反應。慢，金屬的銹蝕，食品的腐爛，塑料的老化等。24.1化學反應速率c

產(chǎn)物

反應物

t1.平均速率時間：秒(s)、分(min)、時(h)。濃度：mol/L4.1.1反應速率的表示方法

反應物產(chǎn)物3【例】

N2+3H2=2NH3初始t11.03.00.0mol·L-12秒后t20.82.40.4mol·L-1

4

一般的化學反應：

aA+dD=gG+hH2.瞬時速率時間間隔Δt

趨于無限小(Δt

→0)時的平均速率的極限。△t→05

1dcA1dcD

ν=-—.——=-—.——adtddt

1dcG1dcH

=—.——=—.——gdthdtct反應物為導數(shù)，它的幾何意義是c-t曲線上某點的斜率。64.1.2反應機理

基元反應：反應物分子一步作用直接轉(zhuǎn)化成產(chǎn)物的反應。簡單反應：由一個基元反應構(gòu)成的化學反應稱為簡單反應。例：N2O4=2NO2是簡單反應，也是基元反應。復雜反應：由兩個或兩個以上的基元反應構(gòu)成的反應稱為復雜反應。7例：復雜反應H2+I2=2HI

①I2=2I(快)

②

H2+2I=2HI(慢)(定速步驟)絕大多數(shù)化學反應都是復雜反應，因此，一般的反應方程式，除非特別說明是基元反應，否則不能當作基元反應。

反應機理：化學反應所經(jīng)歷的途徑稱為反應機理或反應歷程。84.1.3速率方程和速率常數(shù)影響反應速率的因素：

內(nèi)因:與反應的本性(物質(zhì)的分子結(jié)構(gòu)、化學鍵等)有關(guān)。

1.濃度對反應速率的影響

質(zhì)量作用定律：基元反應的反應速率與反應物濃度的冪的乘積成正比.外因:反應條件，濃度、溫度、催化劑.9例：基元反應NO2+CO=NO+CO2

任一基元反應：aA+dD=gG+hH速率常數(shù)速率方程10k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。

1.

反應不同，k值不同。2.

同一反應，溫度不同k值不同。

3.

同一反應，溫度一定時，有無催化劑k也是不同的。11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。12例：2N2O5=4NO2+O2①N2O5=N2O3+O2

（慢）②N2O3=NO2+NO（快）③2NO+O2=2NO2

（快）例：C(s)+O2(g)=CO2(g)134.1.4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?；磻摩粒絘，β＝b，復雜反應可通過實驗確定其值．14

【例】已知反應aA+bB=C在某溫度下實驗測得的數(shù)據(jù)如下表，求該反應的速率方程和速率常數(shù)k。

起始濃度(mol·L-1)編號

cAcB初速(mol·L-1·s-1)

vC12346.00×10-36.00×10-31.00×10-32.00×10-31.00×10-32.00×10-36.00×10-36.00×

10-33.10×10-36.36×

10-30.48×

10-31.92×10-315解:：ν=kcAx

cB

y

推出

y=116x=2同理：計算

k值將（1）的數(shù)據(jù)代入ν=kcA2cB

ν=k(6.00×10-3)2(1.00×10-3)=3.10×10-3k=8.61×104(L2·mol-2·

s-1)17例：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：復雜反應2NO+2H2=N2+2H2O反應級數(shù)為3．18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。194.2反應速率理論簡介兩個理論過渡狀態(tài)理論碰撞理論4.2.1碰撞理論（基本要點）

1.

分子必須經(jīng)過碰撞才可能發(fā)生反應。

2.

能量高于某個定值的分子稱為活化分子，活化分子間碰撞才可能發(fā)生反應。3.活化分子間方向合適的碰撞才能發(fā)生反應，能發(fā)生反應的碰撞稱為有效碰撞。20NO(g)+O3=NO2(g)+O2(g)21E1：活化分子的最低能量。N：氣體分子總數(shù)E平E1

EEa氣體分子的能量分布E1：活化分子的最低能量Ea：反應的活化能△N：某能量區(qū)間的分子數(shù)陰影面積:

活化分子百分數(shù)(f)22活化能：活化分子具有的最低能量與分子的平均能量之差，

稱為該反應的活化能,符號Ea。單位：kJ·mol-1

相同條件下，Ea越大，活化分子百分數(shù)（f）越小，反應越慢。反之，Ea越小，f越大，反應越快。

Ea的大小與反應本性(物質(zhì)的分子結(jié)構(gòu)、化學鍵)有關(guān)。碰撞理論中，Ea只能由實驗來確定。234.2.2過渡態(tài)理論簡介A+B-C[A···B···C]

A-B+C

活化絡合物快慢活化能：活化絡合物與反應物的勢能之差稱為反應的活化能。△H=E正

-E逆

[A···B···C]E

E正A+BC△H

E逆AB+C△H<0，放熱反應24

[A···B···C]

E逆A+BC△H

E正AB+CE△H>0，吸熱反應25EnergyReactioncoordinateReactantsProducts2627

4.3

溫度對反應速度的影響vT

呈指數(shù)關(guān)系v

爆炸反應T28v2NO+1/2O2=NO2Tv

酶催化反應T絕大多數(shù)化學反應速率與溫度呈指數(shù)關(guān)系，下面只討論這類反應。溫度對反應速率的影響主要表現(xiàn)在T對k值的影響。294.3.1范托夫(van’tHoff)規(guī)則

若溫度升高10度，k值增大2倍(或3倍)，則當溫度升高100度時：304.3.2阿侖尼烏斯(Arrhenius)經(jīng)驗公式

A：反應的特征常數(shù)，稱為指前因子e：自然對數(shù)的底數(shù)，2.718R：氣體常數(shù)，為8.314J·mol-1·K-1T：熱力學溫度(K)Ea：活化能(kJ·mol-1)31活化分子百分數(shù)

溫度升高，活化分子的百分數(shù)(f)增大是反應速率加快的主要原因。32上式兩邊對對數(shù)：lnk

斜率=截矩=lnA33已知T1—k1，T2—k2，則有：①②②—①34(1)不同的反應，Ea

越大，T對k影響越大。例：兩反應的溫度都從300K升為400K，Ea大的，k

增加得更多。

(2)

同一反應，低溫時溫度對反應速率的影響較高溫時大。例：從300K升為400K與從1000K升為1100K，前者k增大得多.分析此式可知：35【例】已知某反應的Ea=70kJ·mol-1,300K時的k=0.1s-1。試計算(1)400K時反應速率為原來的多少倍？(2)溫度由1000K升到1100K時，反應速率為1000K時的多少倍？解：(1)36(2)37【例】反應S2O82-+2I-=2SO42-+I2，已273K時的速率常數(shù)為8.2×10-4，293K時速率常數(shù)4.1×10-3，計算該反應的活化能。解：根據(jù)Ea=53.5(kJ·mol-1)384.4.1

催化劑和催化作用

催化劑：加入少量就能加快反應而本身的化學性質(zhì)和質(zhì)量不變的物質(zhì)。4.4.2

催化作用的特點1.高效性，可以大大地加快反應速率。3.同等程度地加快正、逆反應的速率。4.

不能改變反應的可能性和平衡常數(shù).2.

選擇性，反應不同，催化劑不同。4.4催化劑39C2H5OH

(乙醇)CH3CHO(乙醛)+H2Ag55℃C2H4(乙烯)+H2OAl2O3355℃(C2H5)2O(乙醚)+H2O濃H2SO4140℃若活化能降低80kJ，反應速率可增大107倍.404.4.3催化原理：

1.

改變反應途徑，降低活化能。2.

催化劑參加反應，生成不穩(wěn)定的中間產(chǎn)物，中間產(chǎn)物再反應生成產(chǎn)物和原來的催化劑。

A+B=AB加催化劑K后：

A+K=AKAK+B=AB+KEaE2E1A+BAK+BAB+KE反應過程41活化能降低使活化分子數(shù)增加42【例】已知乙醛的催化分解與非催化分解反應分別為:①CH3CHO=CH4+COEa催=36kJ·mol-1②CH3CHO=CH4+COEa=190kJ·mol-1若反應①與②的指前因子A近似相等，試求在300K時，反應①的反應速度是反應②的多少倍。催43解：444.4.4均相催化和多相催化

均相催化：反應物與催化劑處于同一相。例：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)NO作催化劑

S2O82-+2I-=2SO42-+I2Cu2+作催化劑多相催化：催化劑與反應物處于不同的相中，反應在催化劑表面進行。例:C2H4+H2=C2H6Ni作催化劑

N2+3H2=2NH3Fe作催化劑45多相催化原理：反應物被吸附在催化劑的表面，使反應物部分化學鍵被削弱，從而較易進行反應生成產(chǎn)物，反應后產(chǎn)物從催化劑表面解吸。催化劑表面的吸附示意圖46

催化劑表面只有很小部分(約千分之幾)能起催化作用，此部分稱為“活性中心”。

多相催化作用僅僅發(fā)生在催化劑表面,所以催化作用能力的大小與催化劑的表面積大小密切相關(guān)。4.5.5酶催化

生物體內(nèi)存在著的一類具有催化能力的蛋白質(zhì)稱為酶。47酶催化的特點：高效性，比普通催化劑高得多。選擇性更強。溫度過高、酸堿度過大會使酶失去活性。

k催k=108~1020=484950自測題：1.

對給定的化學反應，下列說法正確的是

A.△G越負，反應速度越快。

B.△H越負，反應速度越快。

C.△S越負，反應速度越快。

D.活化能Ea越小，反應速度越快。選D512.

下列說法不正確的是