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第十二章化学动力学;12.1.1 化学反应速率的定义及其表示方法
一、化学反应速率的定义
单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
二、化学反应速率的表示方法
1、平均速率v
对于一般的化学反应aA+bB cC+dD
反应速率v规定为正值,即对于反应物, ;
对于生成物, 。
式中,浓度单位为:“mol .L-1” ;时间单位为:s、min、h;反应速率单位为:“mol .L-1.s-1” ,“mol .L-1.min-1” ,“mol .L-1.h-1” 。;例:在某给定条件下,N2、H2在密闭容器(恒容)中合成NH3。
解: N2 + 3H2 2NH3
起始浓度(mol/L) 1.0 3.0 0
2s后的浓度(mol/L) 0.8 2.4 0.4
浓度变化(mol/L) -0.2 -0.6 0.4
所以:
即: ;表明同一反应的反应速率,用不同物质的浓度变化不表示时,其数值不同,但它们之间的比例等于反应方程式中各物质化学式前的系数之比。反应速率可用反应系统中任一物质的浓度变化来表示。
对于通式:aA+bB cC+dD,存在如下关系:;反应速率理论简介
一、分子碰撞理论(1918年 路易斯)
1、化学反应发生的先决条件:反应物分子(或原子、离子、原子团)之间必须发生碰撞。
2、有效碰撞:能发生反应的碰撞。
3、活化分子:具有足够高的能量,可发生有效碰撞。
4、反应的活化能Ea:为使某化学反应发生,活化分子所需的最低能量。
活化能表示为活化分子具有的平均能量( )与反应物分子的平均能量( )之差。
即:
反应的活化能越小,普通分子变为活化分子所需的能量越小,活化分子的百分数越多,有效碰撞次数越多,反应速率越大;反之亦然,因而反应的活化能是决定化学反应速率大小的重要因素。;二、过渡状态理论(三十年代 艾林)
化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的,而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态,然后再分解为产物。
例: O
C
O O + C——O O O N——O + O——C——O
N N
过渡态不稳定,易分解,反应可向两边进行,只有当靠近C原子的那个N——O键完全断开,新形成的O——C键进一步加强,即形成产物。 ;三、活化能与反应热的关系ΔE产物反应物活化状态(过渡态)能反应的活化能与反应热示意图1、反应物能量为E1,需越过“能垒”Ea1达到活化状态,才能转化产物。即正反应活化能为Ea1。2、产物的能量为E2,需越过“能垒”Ea2达到活化状态,才能转化为反应物。即逆反应活化能为Ea2。3、反应热效应ΔE=ΔH= Ea1-Ea2,即正逆反应活化能之差。当Ea1Ea2,ΔH0,正反应为放热反应,逆反应为吸热反应;当Ea1Ea2,ΔH0,正反应为吸热反应,逆反应为放热反应。;影响化学反应速率的因素
影响化学反应速率的因素:反应物的本性、反应物的浓度(或压力)、温度、催化剂等。
一、浓度(或压力)对反应速率的影响
1、基元反应和非基元反应
基元反应:反应物一步直接转变为生成物的反应。
例:2NO2 2NO+O2 NO2+CO NO+CO2
非基元反应:包含两个或两个以上基元反应的复杂反应。
例:H2(g)+I2(g) 2HI(g)分如下两步进行:
第一步:I2(g) 2I(g) 第二步:H2(g)+2I(g) 2HI(g);2、质量作用定律
基元反应的化学反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比。
可用反应速率方程来表示: aA+bB cC+dD,即:v=kcca(A)*cb(B)
1)、kc:速率常数,当c(A)=c(B)=1mol/L时,v=kc
物理意义为反应物浓度为单位浓度时反应速率的大小。速率常数与温度、催化剂有关,与反应物的浓度、分压无关。kc值
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