化学反应的基本原理PPT.ppt

例10 均相反应A+B=C，当cA减少50%时，v降至原来的四分之一；当cB增加１倍时， v增大到原来的1.41倍。请写出速率方程。 解：设速率方程 （1） （2） （3） （3） /（1） （1） /（2） 3. 浓度对反应速率的影响 一般增加反应物浓度v(正)、v(逆) 均增大 蔗糖水解 合成醋酸丁酯 (0级反应除外) ?=0.5=1/2 4=2? ?=2 1.41=2? 1. 阿仑尼乌斯公式 lnk = -Ea/RT+lnA 3.3.3 温度与化学反应速率、活化能 Ea 活化能 J·mol-1； A、Ea 特征常数； 活化分子----碰撞中能导致反应发生、能量高的分子。 活化能----活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。（统计学） 例11 某反应从27℃升高到37℃时，速率常数加倍，估算该反应的活化能。 解 =53.5 kJ·mol-1 例12 某可逆反应，Ea正=2Ea逆=80 kJ·mol-1 （3）400K时加入催化剂，正逆反应的活化能都减少了20 kJ·mol-1，问k正增大了多少倍？k逆增大了多少倍？ （2）k正从380K升高到390K时增大的倍数是从880K升高到890K时增大倍数的多少倍？ （1）从380K升高到390K时，k正增大的倍数是k逆增大倍数的多少倍？ 解：（1） Ea正=2Ea逆=80 kJ·mol-1 （1） （2） 升高温度，k增大，正、逆反应速率均增大，活化能大的反应增加得多。 同一反应，低温区升温k增大的倍数比高温区升高同样温度k增大的倍数多。 （3） Ea逆减少20 kJ·mol-1，k逆同样增大407倍。 2. 催化剂对反应速率的影响 T一定，加催化剂，改变反应途径改变v。 正催化剂，等值降低正、逆反应活化能； 同时加快正、逆反应速率； v 正增加的倍数与v 逆增加倍数相等。 催化剂只能加快热力学上可能发生的反应， 不能改变反应热ΔrHm大小。 缩短到达平衡时间，不能使平衡移动。 催化反应前后能量变化 能量 反应进程 Ea正 活化配合物 Ea正 催化活化配合物 3.3.4 反应速率理论 1. 有效碰撞理论 有效碰撞：能引起化学反应的碰撞。 活化分子：能量高、能发生有效碰撞的 分子 v =活化分子百分数×取向几率 × 碰撞次数 活化能 气体分子能量分布规律 Ea ＝ El—E平 活化分子百分数 T一定 温度一定，增加反应物浓度，单位体积内活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，反应速率增加。 浓度一定，温度升高，活化分子百分数增加，分子运动加快，有效碰撞次数增加，反应速率显著增加。 加催化剂，改变反应途径，降低了活化能，使活化分子百分数增加，反应速率显著加快。 2.过渡状态理论（活化配合物理论） A+B——A???B——AB 基元反应 中间过渡态 A + B = AB 反应热 ΔrHm =Ea正- Ea逆 Ea正 Ea逆 3.4.1 化学平衡常数 可逆反应：同一条件下，既能向一个方向进行又能向相反方向进行的反应。 3.4 化学反应的限度 -905.48=6×(-241.82) + 4×△fHm(NO,g) - 4×（-46.11） 据 2NH3（g）= N2（g）+3H2（g） 得△fHm（NH3，g）= 得 △fHmΘ(NO，g)= 90.25 kJ ?mol-1 = - 46.11 kJ ?mol-1 0.5×(-△rHm，1) （3）由键焓（键能E）估计反应热 键能E：断开气态1mol化学键，使之成为气态原子所需的能量。 化学反应----旧键断开、新键形成， 断键吸热、成键放热。 △rHΘ ≈ ∑E(反应物)-∑E (生成物) 恒温恒压，△H ≈ △U ≈ E 键能估计反应热： 例5 计算N-H键能。 已知△fHmΘ(NH3，g)= - 46 kJ ?mol-1 ， E H-H=436 kJ ?mol-1，E N?N=946 kJ ?mol-1 △rHΘ =∑E (反应物)- ∑E(生成物) 解： 1/2N2（g）+3/2H2（g）=NH3（g） △rHmΘ = △fHmΘ (NH3，g)= -46 kJ ?mol-1 -46= 1/2×946 + 3/2×436 - 3×EN-H EN-H = 391 kJ ?mol-1 3.2 化学反应的方向 3.2.1自发过程和熵变 1. 自发过程 （3）分子量相近，结构复杂、不规则物质熵大；结构相近，分子量大的熵大。 2. 熵