04化学反应速率 - 化学反应速率.pptVIP

第二章 化学反应速率和化学平衡 本章主要内容及要求： 1.理解化学反应速率概念及其理论(碰撞理论、过渡状态理论) 2.理解可逆反应和化学平衡的概念 3.掌握浓度、温度及催化剂对反应速率的影响(重点) 4.掌握平衡常数的书写及应用(重点) 5.掌握浓度、压力、温度、催化剂对平衡移动的影响 §１　化学反应速率Chemical Reaction Rate  1-1 化学反应速率的概念 是指一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。 对于均匀体系的恒容（V不变）反应，习惯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，而且取正值。浓度单位通常用mol·L-1，时间单位视反应快慢，可分别用秒(s)、分(min)或小时(h)等表示。这样，化学反应速率的单位可为mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1。 例如：２N2O5＝４NO2+O2   不同时间间隔里,反应的 不同且三个式子都表示同一化学反应的速率，但采用不同物质的浓度变化来表示时，其数值不一定相同，但它们之间有内在联系： (每消耗2mol N2O5就产生４mol NO2和1mol O2)   显然，在这里用三种物质表示的速率之比是2:4:1，它们之间的比值为反应方程式中相应物质化学式前的系数比。 对于一般反应： aA + bB = dD + eE 可表示为：  = －ΔCA/aΔt = －ΔCB/bΔt  =ΔCD/dΔt = ΔCE/eΔt 2-2 反应速率的表示：① 某一时刻的反应速率、瞬时速率② 平均速率 ③ 用反应中的任何物质表示反应速率，数值上都是一样的；④ 瞬时速率的测定可以由作图法得到：以c-t作图,得一曲线，要求某一时刻c的瞬间反应速率，在c点作曲线的切线，切线的斜率即为瞬间反应速率。  §2 反应速率理论简介 2-1 碰撞理论(理解) 反应物分子(或原子、离子)之间必须相互碰撞，才有可能发生化学反应。但是反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。 2-2 过渡状态理论(了解) 该理论认为：化学反应不只是通过简单碰撞就能完成，而是在碰撞后先要经过一个中间过渡状态，即首先形成一种活性集团(活化配合物)  反应物 活化配合物(过渡状态) 生成物 例如：在下列反应中 A ＋ BC → AB ＋ C 反应过程中随着A，B，C三原子相对位置的改变形成活化配合物(A…B…C)?(过渡状态)： A ＋ BC →（A…B…C)? → AB ＋ C §3 影响化学反应速率的因素(重点) 3-1 反应物浓度(C) 对 反应速率(V)的影响 反应物 C 越大, V 越快. 这个现象可用碰撞理论来解释: 在恒 T 条件下, 任意化学反应体系中,反应物中活化分子的百分数一定. 增加反应物 C 时,单位体积的活化分子数目增多, 分子有效碰撞的频率增大,V增大。  质量作用定律： 恒温下，元反应的反应速度与各反应物浓度系数方次的乘积成正比。 例如：元反应 aA + bB gG + hH  速率方程 速率常数k 的意义:① 可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的反应速率；② k由化学反应本身决定，是化学反应在一定温度时的特征常数；③ 相同条件下， k值越大，反应速率越快；④ k的数值与反应物的浓度无关。 2.非元反应(了解) ：  反应物分子需经几步反应才能转化为生成物的反应。例如：H2+I2 2HI 分二步进行  （1） I2 2I (快反应) （2）2I+H2 2HI (慢反应) 速率方程V= k 对于非元反应，其反应的速率方程只有通过实验来确定。 解：设该反应的速率方程为： 将实验 1 和实验 2 的数据代入速率方程得： 以上两式相除得： α＝1 T对V 有明显的影响，且其影响较复杂，多数化学反应随T升高，V增大。一般来说，T每升高10K，V大约增加2-3倍。（1）用碰撞理论解释:温度升高，活化分子的百分数增加，有效碰撞的百分数升高，速率增大。（2）用过渡状态理论解释：不论反应吸热还是放热，在反应过程中反应物必须爬过一个能垒反应才能进行。