第四章化学反应速率.ppt

* 第四章 化学反应速率 第一节 化学反应速率及表示方法 二、化学反应速率的表示方法 一、化学反应速率 方程式中的化学计量系数 ?( `ju:psilon) —反应速率 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 化学反应的快慢是用化学反应速率来衡量的。 指反应体系中各物质的数量随时间的变化率。 1、平均速率： 某一有限时间间隔内浓度的变化量。 2、瞬时速率 （instantaneous rate） 时间间隔Δt趋于无限小时的平均速率的极限。 ? = lim ?t→0 = ? = lim ?t→0 = 瞬时速率可用作图法求得。 -dc反应物表示dt瞬间内反应物浓度的减少。 dc生成物表示dt瞬间内生成物浓度的增加。 对任一化学反应： aA+bB == eE+dD ? = _ 对任一化学反应： aA+bB = eE+dD ? = 如：N2+3H2 2NH3 ? = - = - = 3. 注意： 1）一个反应只有一个?值。可用反应体系中任何一种物质的浓度随时间的变化率来表示。 2）?的大小与选择什么物质表示无关，但与计量方程式有关。 3）?的量纲是： 浓度?时间 -1 （mol ? L-1 ，s min h d a） N2+ H2 NH3 ? = -2 = - = 第二节 反应速率理论简介 （一）碰撞理论要点： 1、在一定温度下，反应物分子间相互碰撞是发生化学反应的必要条件； 2、分子间要发生有效碰撞，才能发生反应。 两种理论 碰撞理论 过渡状态理论 一、碰撞理论 H2O(g)+CO(g)→H2(g)+CO2(g) 发生有效碰撞分子的必备条件： （1）足够的能量 （2）适当的碰撞方位 碰撞 有效碰撞： 弹性碰撞 能够发生反应的碰撞 （无效碰撞）：不发生反应的碰撞 （二）活化分子与活化能 2、活化分子： 能发生有效碰撞的分子 1、气体分子能量分布曲线 横坐标：动能E 纵坐标：具有一定动能间隔??的分子分数（????）与能量间隔之比 曲线下包括的总面积，即为具有各种能量分子分数的总和，等于100%。 =分子的平均能量 Ec=活化分子所具有的最低能量 4、活化能与反应速率 Ea↑ 活化分子数 有效碰撞次数↓ ? ↓ ↓ Ea一般为50—250 kJ?mol-1 Ea〈 40 kJ?mol-1 太快 Ea 〉400kJ?mol-1 太慢 3、活化能Ea： 活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差。 Ea= Ec- 单位： kJ?mol-1 （一）活化络合物 (activated complex) 二、过渡状态理论 反应物在相互接近时要经过一个中间过渡状态，即形成一种“活化合物”，然后再转化成产物。 反应过程能量变化： E1 E2 E= A+BC A--B--C AB+C 反应物 过渡态 产物 活化络合物 （二）活化能(Ea)： 活化络合物的平均能量与反应物分子的平均能量之差 （三）活化能与反应热△rHm 化学反应的反应热等于正向反应的活化能与逆向反应的活化能之差 △rHm = Ea-Ea? △rHm 0 放热 △rHm 0 吸热 1、反应物分子的形状和内部结构的变化在分子相互接近时就开始； 2、反应物?活化络合物?产物。 3、由活化络化物转变为产物的速率很慢。反应速率由活化络合物转变为产物的速率决定。 E1 E2 E= 以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态叫过渡态。 1、元反应（简单反应）： 反应物一次碰撞就直接转变为生成物的反应 如： CO（g）+ H2O（g） = CO2（g）+ H2（g） 第三节 浓度对化学反应速率的影响 一、元反应和复合反应 2、复合反应（复杂反应）： 经过一系列元反应才能完成的反应 如： H2（g）+ I2（g）= 2HI（g） 由两个元反应组成： (1) I2（g） 2I（g） 快反应 (2) H2（g）+ 2I（g） = 2HI（g） 慢反应 决定反应速率, 叫速率控制步骤。 浓度增加反应速率加快的本质原因： c↑活化分子的数目↑ c↑ 活化分子的百分数 不变 分子总数 活化分子的数目 活化分子的百分数 开始 100 5 c↑ 200 10 5% 5% ? ↑ （一）浓度对反应速率的影响 T一定， c ? ? ? 二、质量作用定律 （二）质量作用定律 一定温度下，元反应的反应速率与各个反应物浓度幂的乘积成正比 aA+bB→eE+fF 元反应 kCAaCBb 速率方程式 ? =