3第三章化学反应的速率和限度汇编.ppt

第三章　 化学反应的速率和限度 第三章　化学反应的速率和限度  §3-1 化学反应速率 §3-2 影响反应速率的因素 §3-3 化学反应的限度 §3-1 化学反应速率 一、化学反应速率表示法 二、化学反应速率理论 　 化学热力学主要研究化学反应的方向、限度及能量变化，化学动力学主要研究化学反应的速率及途径。 　　人们在研究化学反应时所关心的最重要的两方面问题，一是化学反应速率，二是化学反应的限度。 　　有些化学反应进行得很快，甚至在瞬间即可完成，有些反应却进行得很慢，几乎观察不到反应的发生。 一、化学反应速率的表示方法 　　速率是指单位时间内物质运动的变化情况。化学反应速率是指在一定条件下，化学反应中的反应物转变成生成物的速率。 　　化学反应速率通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。浓度的单位一般为mol·dm-3，时间的单位可以是s、min或h。 1. 平均速率 　　用生成物浓度的变化表示反应速率时取正号，用反应物浓度的变化表示反应速率时取负号。 　　如反应 2 N2O5 ?4NO2 + O2 　　2 N2O5 ? 4NO2 + O2 2. 瞬时速率 　　对一般的化学反应 - v AA - v BB - … ? … + v YY + v ZZ 　　对于气相反应，压力比浓度容易测量，因此也可用气体的分压代替浓度。 　　反应物变成生成物实际经过的途径称为反应历程或反应机理。 　　在化学动力学中，把反应物分子直接转化为生成物分子一步就能完成的反应叫做基元反应。反应历程中只包含一个基元反应的化学反应称为简单反应。例如： 二、化学反应速率理论 1. 反应历程 　CO(g) + NO2(g) ? CO2(g) + NO(g) SO2Cl2 ? SO2 + Cl2 　　由两个或两个以上基元反应构成的反应称为复杂反应或非基元反应。如 2NO + 2H2 ? N2 + 2H2O H2(g) + I2(g) ? 2HI(g) 　 （a） 　I2(g) ? 2I(g) 　 （快反应)　 （b）H2(g)+2I(g) ? 2HI(g) (慢反应)　 Ⅰ　 2NO + H2 ? N2 + H2O2 　(慢) 　Ⅱ 　H2O2 + H2 ? 2H2O 　　 (快) 　　1918年路易斯（Lewis W.C.M.）在气体分子运动论基础上提出了双分子反应的有效碰撞理论，其基本要点是： ① 化学反应发生的先决条件是反应物分子间要相互接触即碰撞，反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快 。 2. 有效碰撞理论 ② 反应物分子间的碰撞绝大多数并不能发生反应，只有少数碰撞才能发生反应，这种能发生反应的碰撞称为有效碰撞。 　 ③ 化学反应要能够发生，反应物分子必须具有足够高的能量，这种具有较高能量的分子 称为活化分子，只有活化分子间的碰撞才是有效碰撞，才能发生化学反应。 　　化学反应的实质是反应物分子中原子间的重新组合。 　　把活化分子具有的最低能量Ec与反应物分子的平均能量E之差称为活化能。用Ea表示，即Ea＝Ec-E。活化能是反应物分子能否发生反应的重要因素，它是有关物质内部结构对反应速率的影响在能量上的表现，是决定反应速率的内因，不同的反应活化能不同。 　　活化能的大小主要由反应的本性决定，与反应物浓度无关，受温度影响很小，在温度变化幅度不大时，可忽略温度的影响。活化能越大，反应速率越慢；活化能越小，反应速率越快。 ④　活化分子也并不是每次碰撞都能发生化学反应，活化分子只有在一定的方向上碰撞，才能发生反应。如图 CO+NO2 有效碰撞，发生反应 基本要点：①化学反应的发生，首先是反应物中具有足够高的能量的分子按一定方向碰撞，先形成一个中间产物——活化配合物（又称过渡状态）。如基元反应 3. 过渡状态理论 CO(g) + NO2(g) ? CO2(g) + NO(g) 其反应过程为 ②　活化配合物具有较高的势能，极不稳定，有较大的释放能量的倾向，而很快分解。 ③　一方面活化配合物可与原来的反应物很快建立平衡，另一方面也会分解生成产物，一般来说，生成产物的趋势大于重新变为反应物的趋势 ，反应速率就取决于由活化配合物分解成产物的速率。　 ④　正反应的活化能(Ea,正)是活化配合物的势能Ec与反应物的平均势能EA之差： Ea,正=Ec- EA。逆反应的活化能( Ea,逆)是活化配合物的势能Ec与产物的平均势能EB之差： Ea,逆=Ec- EB。 化学反应的热效应Q是产物与反应物所具有的能量之差： Q=EB-EA=(Ec-Ea,逆)-(Ec-Ea,正)=Ea,正-Ea,逆 显然，当Ea,正 Ea,逆 时，正反应为吸热反应，当Ea,正 Ea,逆时，