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第三章-化学反应速率理论

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无机化学第三章化学反应速率和化学平衡ppt课件

无机化学第三章化学反应速率和化学平衡ppt课件
生成2mol NH3
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5
反应进度 0＝∑νBB B
对于化学计量方程式
dξ = dnB /νB
nB——B的物质的量 ξ的单位为mol νB——为B的化学计量数
改写为 dnB = νB dξ
开始时ξ0=0, 、 nB =０ 反应进度为ξ时： nB =νBξ
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6
反应进度
nB =νBξ
基元反应：反应物一步就直接转变为产物
如：
2NO2→ 2NO + O2
NO2 + CO →NO + CO2
非基元反应：反应物经过若干步(若干个
基元反应步骤)才转变为产物。
如 又如
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O ① 2NO + H2→N2+ H2O2 ② H2O2 + H2 → 2H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
0.3mol L1 s1
v NH3

cNH3
t


0.4 0.0mol L1 2 0s

0.2mol L1 s1
v N2 : v H2 : v NH3 1: 3 : 2
●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率
vNH3

dcB，则得：
v 1 dcB B dt
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11
对于上述 N2 3H2 2NH3 化学计量方程式 ：
v 1 d 1 dcB V dt B dt
1 dcN2 1 dcH2 1 dcNH3
1 dt
3 dt 2 dt
aA + bB
反应 2W+X Y+Z 哪种速率表达式是正确的？

第三章 化学反应速率

第三章 化学反应速率

第三章化学反应速率3.1化学反应速率的表示方法不同的反应进行的快慢不一样。

如：快的反应：中和反应等；中等速率反应：氧化还原反应等；慢的反应：自然氧化等。

一、化学反应速率的定义指在一定条件下，化学反应中反应物转变为生成物的速率。

二、化学反应速率的表示方法单位时间内反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）。

例3-1：在CCl4中：2N2O5=4NO2+O2在一定的时间间隔：△t=t2-t1，△[N2O5]=[N2O5]2-[N2O5]1平均反应速率：(3-1)经过的时间s 时间的变化Δt（s）[N2O5]mol· L-1Δ[N2O5]mol· L-1v（N2O5）mol· L-1· s-10 0 2.10 ————100 100 1.95 -0.15 1.5×10-3300 200 1.70 -0.25 1.3×10-3700 400 1.31 -0.39 9.9×10-41000 300 1.08 -0.23 7.7×10-41700 700 0.76 -0.32 4.5×10-42100 400 0.56 -0.20 3.5×10-42800 700 0.37 -0.19 2.7×10-4从表中可以看出：反应进行了100秒时：V N2O5 = |（1.95-2.10）/(100-1)|= 1.5× 10-3mol· L-1· s -1V NO2 = |2× 0.15/100|= 3.0× 10-3mol· L-1· s -1V O2 = |0.15÷ 2/100|= 0.75× 10-3mol· L-1· s -1三种表示速率间关系：这种比例关系与反应的计量数有关。

∴表示反应速率时必须指明具体物质。

大学无机化学课件03化学反应速率

大学无机化学课件03化学反应速率
应速率越大。 ③活化配合物分解成反应物的速率：速率越小，
反应速率越大。
26
反应进程势能图
1.ΔH = E正 – E逆
2. 微观可逆性原理
27
实验活化能
❖ 反应物分子须经过一个活化中间状态才能 转化为产物，该中间状态即活化分子。
❖ 由普通反应物分子转变为活化分子需吸收 的能量即活化能Ea。
❖ 根据活化能的大小，和反应能量变化曲线， 可以知道反应是吸热的还是放热的，以及 反应速率的相对快慢。
30
3.3 浓度对反应速率的影响
一、基元反应、简单反应与复合反应
➢ 基元反应(elementary reaction) ：反应物分子一步 作用直接转化成产物的反应。由一个基元反应构 成的化学反应称为简单反应。 例：N2O4 = 2NO2 是基元反应，也是简单反应。
➢ 非基元反应：由两个或两个以上基元反应组成的 化学反应，又称复合反应（complex reaction） 、 总反应（overall reaction）。
2. 当具有足够能量的分子以适当的空间取向靠近 时，要进行化学键重排，能量重新分配，形成 一个过渡状态的活化配合物。
3. 过渡状态的活化配合物是一种不稳定状态。 可形成生成物，也可回到反应物。
23
3.2 反应速率理论简介
二、过渡态理论
如: A+ B-C [A…B…C] = A-B +C 反应物 活化配合物 产物
化学反应涉及两个基本问题： ①反应的方向和限度: 反应热力学
反应是否自发，自发的方向和程度 ②反应的速率和具体步骤: 反应动力学
研究途径和速率问题
3
研究反应速率的意义
反应速率
快 ，如爆炸反应，中和反应。 慢，金属的锈蚀，食品的腐烂，

第三章 化学反应反应速率

第三章 化学反应反应速率
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(1) 能量因素
4 反应物之间的接触状况对反应速 率的影响
(1) 气相或溶液中进行的化学反应不考虑接触状况。 (2) 固体参加，其接触面积和形状不可忽视。红热状态的 块状铁与水蒸气之间的反应进行得非常缓慢, 而同样
温度下铁粉的反应则要快得多： 3Fe (s) + 4 H2O(g) ＝
Fe3O4(s) + 4 H2(g) ↑
化为生成物的基元反应！
2.5.4 影响化学反应速率的因素
Influential factors on chemical
reaction rate
1 浓度对化学反应速率的影响
一、化学反应的速率方程
在温度恒定情况下, 增加反应物的浓度可以
增大反应速率。
用来表示反应速率 与反应物浓度之间定量 关系的方程式叫速率方 程又叫速率定律。
2N2O5 →4NO2+O2
dc( N2O 5 ) v dt
lim v
t 0
1.00
v=5.4×10-4 mol · dm-3 · s-1
c(N2O5)/mol· dm-3
0.80 0.60 0.40 0.20
v=2.7×10-4 mol · dm-3 · s-1
400
800
1200 1600 时间(s)
适合此历程的速率方程是什么？
a. kc2 (O3) c. kc(O3)2c(O2) b.kc(O3)c(O) d. kc2 (O3) c-1(O2)
2 温度对化学反应速率的影响
温度升高，大多数化学反应的速度加快 原因： ● 分子运动速率加快,反
应物分子间碰撞频率增大
● 活化分子百分数增大
(1). Van’t Hoff规则：

3 化学反应速率(大学化学)

3 化学反应速率(大学化学)

2 半衰期 当反应物A 的转化率为50%时所需的反应时间称为 半衰期，用t1/ 2表示。与浓度无关。
对于一级反应,其半衰期为:
c c k ln kt 或 lg t c0 c0 2.30
【例】某药物的分解反应为一级反应，在体温37℃时， 反应速率常数为0.46h－1。若复用该药物0.16g，问该 药在胃中停留多长时间方可分解90％？ 解：根据
催化剂改变反应速率的作用就是催化作用。 加快反应速率的催化剂称为正催化剂。
而减慢反应速率的则称为负催化剂或阻化剂。 若不特别说明，所提到的催化剂均指正催化剂。
2 催化剂的特点
（1）催化剂参与反
应，改变反应的历程， 降低反应的 活化能。
（2）只能对热力学上可能发生的 反应起作用 （3）催化剂不改变反应体系的热 力学状态，不影响化学平衡与反 应的反应热。 （4）催化剂具有一定的选择性 （5）某些杂质对催化剂的性能有 很大的影响
即等于反应式相应物质分子式前的系数比
υ(N2O5L ):υ(NO2):υ(O2)=2:4:1 开始浓度/(mol· -1) 2.10 0 0 100秒浓度/(mol· -1) 1.95 L 0.30 0.075
2N2O5 → 4NO2 + O2
一般的化学反应： aA + bB = gG + dD 化学反应速率为：
1 van’t Hoff规则
范特霍夫(Van’t Hoff)由实验总结出：反应体系的温度 每升高10K, 化学反应速率将增大到原来的2～4倍。
kT 10 kT n10 kT kT
n
式中γ 为温度系数 ，一般为2～4。kT , kT+10 , kT+n · 分别 10 10)K 时的反应速率常数。 是TK , (T+10)K 和 (T+n·

第三章-化学反应速率理论

第三章-化学反应速率理论
过渡态能量高于反应物，若要发生反应，必须克服这个能垒。 这个过渡态势能又低于其它所有可能的中间态的势能，可将 其看作是各种中间态中的势阱，因而可以说活化络合物具有 最低势能的原子构型。
. surface
一
势 能 ）面 （
1. 势能面概念的提出：
反应体系从始态经活化状态到终态，必然伴随着势能的 起伏变化，如果将这连续变化的势能标示出来，就构成了一 个如山峦起伏的势能面。如果能计算出势能面上越过某一能 垒的频率，即能计算出反应速率。
根据碰撞理论：
k PBT1/ 2eEc / RT
d ln k dT
1 2T
Ec RT 2
公 式 的
Ea
RT 2
1 2T
Ec RT 2
Ea
Ec
1 2
RT
比
EC——临界能
较
Ea——表观活化能（实验值）
由此式可知Ea与T确实有关。
Ea与Ec的异同
Ea=E活-E反——表观活化能是2个平均能量之差，是一个
正面碰撞 活化络合物 B-C键拉长
A-B成键 AB与C分离
设：x轴表示rAB，y轴表示rBC，z轴表示V， 则可得一势能面图形：
将势能面投影到一个平面图中——势能曲线 （RTP曲线）图，每条曲线是等势能线，线上数字 越大，势能越高。RTP曲线代表由A+B-C→A-B+C 的耗能最少的途径——反应坐标。
过渡态(T)能量 是所有其它中间 态能量最低的。
由R到达P点，需跨 越的最低势垒是T点
R——反应物（A+B-C）势能——势阱； T——活化络合物势能（[A…B…C]）——过渡态——势垒 ——鞍点； P——产物（A-B+C）势能——势阱； D——某种中间态势能（A…B…C）

第3章 化学反应速率和化学平衡

第3章 化学反应速率和化学平衡
4
例如：硫酸钡的沉淀反应，基本上是向 一个方向进行，其逆反应觉察不到：
Ba2++SO42- →BaSO4↓ 再如：氯酸钾的分解反应，在分解过程中 逆反应的条件还不具备，反应物就已耗尽：
2KClO3 ===M=△n=O=2== 2KCl+3O2 象这些反应实际上只能向一个方向进行 到底的反应称为不可逆反应。
化学反应速率和化学平衡是两类不同性质的问 题。前者属于化学动力学范畴，后者属于化学热力 学范畴，因此研究他们的方法有所不同。
2
第一节 化学平衡 (p44)
概述：化学平衡普遍存在于各类化 学反应中，它涉及到在给定条件下，一 种化学反应所能达到的最大限度。本节 主要讨论化学平衡的一般规律。
3
一、可逆反应与化学平衡
K = 0.197
最大转化率：反应达平衡后，反应物转 化为产物的百分数，也叫平衡转化率或理论 转化率。
28
三、平衡浓度和转化率的计算 转化率概念： 平衡时已转化了的某反应物的
量与转化前该反应物的量之比。即：
转化率
已转化了的某反应物的量 转化前该反应物的总量
100%
在恒容条件下可表示为：
转化率
某反应物的起始浓度 平衡浓度 某反应物的起始浓度
生成物产生 ([C]、[D]会增加)，因此正反应 速率会逐渐降低，逆反应速率会逐渐增加。 直至某一時間t，正反应速率＝逆反应速率， 反应达「化学平衡」。如图示：
7
反应速度→
V正 V正=V逆 （平衡）
V逆
0
达到平衡时间
时间→
化学平衡建立示意图 8
以 2NO2(g)→ N2O4(g) 进行实验所得数据說明之：
4 0.1600 5 0.0000

有机化学 第三章化学反应速度

有机化学 第三章化学反应速度


n(NH 3 ) 2.0mol - 0mol 1
4.0mol - 5.0mol - 1/ 2 7.0mol - 10mol - 3/ 2 2.0mol
( NH 3 )
n(N 2 )

Hale Waihona Puke .0mol (N 2 )n( H 2 )


(H 2 )

2.0mol
结论： ★对于同一反应方程式， 的值与选择何种物质 来求算无关。 ★反应式写法不同，或者说化学反应的基本单元 定义不同，反应进度也不同。 注意：
k t1 / 2 ln cO cO 2 ln 2
t1 2 0.693 k
注意： t1/2 与起始浓度C0无关。
例：反应2N2O5 (g)→4NO2(g) + O2(g)服从
速率方程式v = k c(N2O5)。设某温度时
k = l.68×10-2s-1，如在一个5.00L的容器
中放入2.50molN2O5，在该温度下反应
v = k c x(A) c y(B)；
说明：x—反应物A的级数
y—反应物B的级数
总的反应级数：n = x + y
反应级数与反应分子数的比较
反应级数 速率方程 任何反应 整数或分数 不一定相等 反应分子数 反应机理 基元反应 整数(1,2,3) 相等
提出依据 使用范围 取值 与反应物系数和
基元反应与普通反应比较： 反应方程式：aA+bB→dD+eE
例： H2(g) + I2(g) = 2HI (g) H2(g) + 2I(g) = 2HI (g) 慢反应
控制速率步骤
•
一、简单反应与复合反应

第三章化学反应速率_大学化学

第三章化学反应速率_大学化学
衡量化学反应快慢程度的物理量称为化学反应速率
。通常将它定义为：单位体积的反应系统中，反应进度 随时间的变化率，用符号表示。对于反应
aA + fF ＝ gG + dD （3.1）
化学反应速率的定义式为：
=
1 d V dt
式中V为系统的体积， 按（2.8）式：
L · s 。 v 的单位常用mol·
加快2～4倍。
kT 10 K 24 kT
1．阿仑尼乌斯公式
阿仑尼乌斯根据实验，提出反应速率与温度的定量关
系：
k＝Ae-Ea/RT
式中的A是指前因子；Ea叫做反应的活化能，单位是 kJ· mol-1。A与Ea都是反应的特性常数，当反应的温度区间 变化不大时，其值不随温度而改变，均可由实验求得。
活化能越高，活化分子数越少，反应速率越慢。活化能的大小取
决于反应物的本性，它是决定化学反应速率的内在因素。 活化能小于40kJ· mol-1反应，其反应速率非常大，反应可瞬间完 成；活化能大于400kJ· mol-1的反应，其反应速率非常小。前面提到的 汽车尾气NO治理反应活化能611kJ· mol-1，因此看不到该反应的进行。
Ea和A 是两个非常重要的动力学参量。由于Ea在指数
位置，所以它对k 的影响很大。 微分形式：
d ln k Ea 2 dt RT Ea Ea 积分形式 ln k2 ln A ln k1 ln A RT2 RT1 k2 Ea 1 1 ln ( ) k1 R T1 T2
例如的半衰期为8×108年，223Fr（钫）的半衰期为22 分钟，14C的半衰期为5730年等。某些放射性同位素的蜕变
可以作为估算古代化石、矿石、陨石以及地球年龄的基
础。如通常用于陨石和矿石年龄的估算，14C用于确定考古 学发现物和化石的年龄。 1947～1949年间美国科学家利比确立用14C确定地球年 代的概念与方法。为此他获得了1960年诺贝尔化学奖。

第三章化学反应速率和化学平衡精品PPT课件

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2、结论 相同条件下，Ea越小，活化分子百分数越 大，单位时间内有效碰撞越多，反应越快。 反之，Ea越大，反应越慢。
二、过渡态理论(transition state theory)简介 以量子化学对反应过程中的能量变化的
研究为依据,认为从反应物种到生成物种之 间存在一个过渡态
快
A + B-C
慢
[A···B···C] 活化络合物
结论： 1、反应物分子必须具有足够的能量，才能 越过能峰（能垒）变为产物分子。 2、反应的活化能Ea越大，能峰越高，能越 过能峰的分子数越少反应速率越小； 反之，Ea越小，反应速率越快。
§3-3 影响化学反应速率的因素 一、基元反应(elementary reaction) 基元反应：反应物分子一步作用直接转 化成产物的反应。 简单反应：由一个基元反应构成的化学 反应称为简单反应。 例：N2O4 = 2NO2 是简单反应，也是基元反应。
定义：时间间隔Δt趋于无限小(Δt→0)时的平均速率 的极限。
lim
c limA
dc A
A
t △t→0
dt
t0
作图法求瞬时速率 从瞬时速率的定义，可以归纳出:
(1)做浓度--时间曲线图；(2)在指定时间的曲线 位置上做切线；(3)求出切线的斜率(用做图法, 量出线段长, 求出比值)。
对于反应 aA + bB = gG + hH 某时刻的瞬时 速率之间, 乃有如此的关系:
第三章 化学反应速率和化学平衡
§3-1 化学反应速率及其表示法 §3-2 反应速率理论简介 §3-3 影响化学反应速率的因素 §3-4 化学平衡 §3-5 化学平衡的移动
§3-1 化学反应速率及其表示法
热力学解决化学反应的可能性和进行的程度问 题,但自发过程是否一定进行得很快? 例：

基础化学之化学反应速率

基础化学之化学反应速率

定义:
Ea E * E k
E*
Ek
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Ea 与 △rH 的关系
★ 反应物的能量必 须爬过一个能垒 才能转化为产物 ★ 即使是放热反应 (△rH为负值)， 外界仍必须提供 最低限度的能量， 这个能量就是 反应的活化能
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energy
O 3 (g) NO(g) NO 2 (g) O 2 (g), r H 199 .6 kJ mol 1
图的方法得到，例如对
于反应（45 ℃ ）： 2N2O5 →4NO2+O2
v=2.7×10-4 mol · -3 ·-1 dm s
400
800
dc(N2O5) v dt
1200 1600 时间(s)
2000
lim v
t 0
c(N2O5)/mol· -3 v/mol ·dm-3 ·-1 dm s 0.90 0.45 5.4×10-4 2.7×10-4
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3.3.1 浓度对化学反应速率的影响:元 反应的速率方程
在温度恒定情况下, 增加反 应物的浓度可以增大反应速率。
白磷在纯氧气中和在空气中的燃烧
用来表示反应速率与反应物浓度之间定量的关系式 叫速率方程(比率相等)又叫速率定律(比率定律)。 反应速率∝碰撞次数∝反应物浓度
4次碰撞
● 对有些物种而言,碰撞的几何方位要适当
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对 HCl 和 NH3 的气相反应，显然 HCl 的 H 端只能通过狭窄的“窗口”接近孤对电子， 发生有效碰撞的机会自然小多了。
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Question 2
Solution
对应2HI H2+I2，若每次碰撞都反应， T=500℃，c(HI)=1.0×10–3mol· -3, d (HI) dm = 4.0×10–10m。则理论碰撞次数和实际碰 撞次数各为多少？

第三章 化学反应速率

第三章 化学反应速率
N 2O5的分解反应： 1 N 2O5 N 2O4 O2 2 碘的分解反应： I 2 2 I
dC r k1C dt
反应物在该 瞬间的浓度
一级反应
dC k1dt C
ln C k1t B
B是积分常数，若以-lnC对时间t作图应得一直线， 直线的斜率为k，这是一级反应的特征。
2
k r k1 [ I 2 ][H 2 ] k[ H 2 ][I 2 ] k
反应级数可为零，也可为分数。
H 2 ( g ) Cl2 ( g ) 2HCl
r k ([Cl2 ][H 2 ])1/ 2
H 2 ( g ) Br2 ( g ) 2HBr
k ([Br2 ][H 2 ])1/ 2 r ' 1 k [ HBr][Br2 ]
[ N 2O5 ]2 [ N 2O5 ]1 [ N 2O5 ] r ( N 2O5 ) t2 t1 t
= -(0.50-1.00) (2-0) = 0.25 mol.dm-3.min-1
作图法求瞬时反应速率
y1
0.92
浓度(N2O5)
y2
1
2 0 x1 x2 4.2 N2O5分解的c-t曲线
催化剂对化学反应速率的影响
图：位于波兰Lower Silesian省的Wrocław Salon Slaski俱乐部里面挂着两排这个省诞生的诺贝尔奖得 主。其中两幅肖像是倒立的。一幅是Haber的，另一 幅是阴极射线的发明者Philipp Lenard。Lenard后来 成为种族主义者。
由于N2中的N≡N非常稳定，因此N2+H2反应在动力学上 非常困难。因此，虽然经过了几代人不断的优化，合成 氨反应仍然需要苛刻条件。有数据统计，全世界花在合 成氨上的能源占全人类能源消耗的1-2%。虽然合成氨 反应已经工业化100多年，但如果能够让合成氨在温和 的条件下进行，还是有非常重要的意义的。 最近几年，也有不少研究人员发挥想象力，从不同 的角度来对这个古老的催化体系进行研究，期望发 展新的催化体系（如电催化，光催化等）来降低合 成氨的能耗[Licht, S. et al. Science,345, 637-640 (2014)；Zhu, D. et al. Nature Mater., 12, 836-841, (2013)]。

化学反应速率

化学反应速率

化学反应速率化学反应速率是指反应物质在单位时间内消耗或形成的量。

反应速率的大小与化学反应进行的快慢有关，可以通过实验来确定。

本文将介绍化学反应速率的概念、影响因素以及如何测量和调控反应速率。

一、化学反应速率的定义化学反应速率是指在单位时间内反应物质的消耗或生成速度。

一般用反应物浓度的变化量来表示，可以通过下式计算：反应速率= ΔC/Δt其中，ΔC表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间间隔。

反应速率越大，反应进行得越快，反之亦然。

二、影响化学反应速率的因素1. 浓度：反应物浓度越高，反应速率越快。

这是因为高浓度意味着反应物分子碰撞的几率增加，从而增加了反应速度。

2. 温度：温度升高会导致分子动能增加，分子碰撞频率增加，反应速率增加。

根据阿伦尼乌斯方程，温度每升高10摄氏度，反应速率会增加2倍至3倍。

3. 催化剂：催化剂是能够改变反应机理、降低活化能的物质。

添加催化剂可以提高反应速率，但催化剂本身在反应中不参与化学变化。

4. 表面积：反应物分子在固体表面上的反应速率比在液体中要快。

这是因为固体表面积大，反应物分子易于吸附在固体表面上进行反应。

三、测量和调控1. 实验测量：可以通过实验来确定反应速率。

例如，在固定温度下，测量反应物浓度随时间的变化，根据测得的数据计算反应速率。

2. 温度控制：调控反应温度可以改变反应速率。

通过改变温度，可以调节反应的快慢，实现对反应速率的控制。

3. 催化剂的使用：添加催化剂可以提高反应速率。

选择适当的催化剂，可以加快反应速度，提高反应效率。

4. 反应物浓度调节：调节反应物浓度也可以改变反应速率。

增加反应物浓度可以加快反应速率，减少浓度则相反。

结语化学反应速率是化学反应进行的快慢的量化指标，受多种因素影响。

了解化学反应速率的概念和影响因素，对于实际应用具有重要意义。

实验测量和调控反应速率是化学研究和工业生产中常用的手段，可以根据实际需要选择合适的方法来控制反应速率。

第三章：化学反应速率《无机化学》

第三章：化学反应速率《无机化学》

对于基元反应:aA + bB = gG + hH：
v = kC C
a A
b B
速率方程
课
其历程为： 其历程为：
堂 例
题
2O3 (g) 3O2 (g)
对臭氧转变成氧的反应: Example : 对臭氧转变成氧的反应 O3 O3 ＋Ｏ 适合此历程的速率方程是什么？ 适合此历程的速率方程是什么？
a. kc(O3)2 c. kc(O3)2c(O2)
2 0 v = kC A C B
起始速率V/mol·l-1·s-1 V 2.50×10-7 2.50×10-7 2.50×10-7 1.00×10-6 2.25×10-6
课
堂
习
题
某化学反应：A+2B = 2C，在250K时，其反应速率和浓度的关系如下：
起始浓度C /mol·l-1 A 0.10 0.10 0.20 B 0.010 0.040 0.010
１、能量足够 ２、方向合适
如同投掷篮球
相 关
图 片
反应: H2O(g)+CO(g) → H2(g)+CO2(g)，只有当高能量CO中的C原子与高能量 H2O中的O原子靠近，并且沿着 C—O‥‥O—H直线方向碰撞，才能发生反应：
O
C
（a）有效碰撞
H
O
H
O C
（b）弹性碰撞
课 堂
对于反应 NO2 + CO →NO + CO2
ν
N 2O5
： NO 2 ： O 2 = 2：： ν ν 41
一、反应速率的表示方法 2、瞬时速率 苯胺 瞬时速率是缩短时间间隔，令△t趋近于零时的速率。
dC 反应物 −∆C = − v = lim dt ∆t→ 0 ∆t

3第三章化学反应的速率和限度1

3第三章化学反应的速率和限度1
θ θ θ r Gm r H m T r Sm (判断标准态下的化学反应的自发性）
r Gm 0
θ r H m T转＝ θ r Sm
1
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
2
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
B
反应历程
17
0
第三章
化学反应的速率和限度
§3-2
影响反应速率的因素
一、浓度对反应速率的影响 二、温度对反应速率的影响 三、催化剂对反应速率的影响
18
第三章
化学反应的速率和限度
一、浓度对反应速率的影响 内因：反应的本性即活化能大小。 外因：浓度、温度、催化剂。
在一定温度下，对于给定的化学反应来说， 反应物浓度越大，反应速率越快；相反，反应 物浓度越小，反应速率越慢。挪威科学家古德 保（Guldberg）和魏格(Waage)在大量实验事实 基础上，总结得出：“在一定温度下，基元反 应的速率与反应物浓度的方次之积成正比”。 这一规律称为质量作用定律。
9
（b）H2(g)+2I(g) 2HI(g) (慢反应)
第三章
化学反应的速率和限度
2. 有效碰撞理论
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： a. 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。
8
第三章
化学反应的速率和限度
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 Ⅰ 2NO + H2 N2 + H2O2 (慢) Ⅱ H2O2 + H2 2H2O (快 )

第三章 化学反应速率

第三章 化学反应速率
级数可以是整数、零，也可以是分数、负数。
20
第三章 化学反应速率
4、一级反应动力学方程
v dc kc dt
积分得：
c dc
t
kdt
c co
o
ln c ln c0 kt 或：
lg
c
lg

c0
kt 2.303
半衰期：
t1
2
0.693 k
贮存期（有效期）：
t0.9
0.1054 k
21
第三章 化学反应速率
4、一级反应动力学方程 一级反应的特点：
（1）k的数值与所用的浓度单位无关，k的量纲为[时间]-1。 （2）以lnc或lgc对t作图为一直线，由直线斜率可求出k。 （3）一级反应的半衰期t 与速率常数成反比，而与起始浓度无关。
常见的一级反应有放射性同位素蜕变反应，一些物质的 水解反应，分解反应以及药物在体内的吸收与排除等。
反应机理（反应历程）：一个化学反应所经历的途径或具 体步骤。
（一）基元反应和非基元反应
非基元反应：由两个或两个以上的基元反应组成的化学反应。 其中反应最慢的一步基元反应叫速控步骤。
2O3＝3O2
基元反应：反应物分子一步直接生成产物的反应。
（1）O3
O2 O （2）O O3
2O2
8
第三章 化学反应速率
如已知元反应
aA bB gG hH v kcacb AB
2、速率方程式： 表示反应速率与反应物浓度之间定量关系
的数学式
如对任意反应：fF＋hH＝dD＋eE v＝kc(F)α(H)β
16
白磷在含20%的氧气中燃烧
白磷在纯氧气中燃烧
17
第三章 化学反应速率

化学反应的速率

化学反应的速率

解：
（1）求平均反应速率
2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)
r 1Δc(N2O5) r Δt
(0.51.0)00.1m 2 o L1lmi1n 2(20)
第3章 化学反应速率
§3.1 反应速率的定义
y1 浓度(N2O5) 作图法求瞬时反应速率
0.92 1 y2
2
时间t
0
x1
x2 4.2 N2O5分解的c-t曲线
例：N2O5的分解反应: 2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)
在340K测得实验数据为
t /min
012345
c(N2O5)/(mol·L-1) 1.00 0.70 0.50 0.35 0.25 0.17
求反应在2分钟内的平均速率及1分钟时的瞬时速
率。
第3章 化学反应速率
§3.1 反应速率的定义
r ∝ c2(NO) r = k c2(NO) c(H2) n = 1+2=3
第3章 化学反应速率
§3.4 反应物浓度与时间的关系
§3.4 反应物浓度与时间的关系 利用速率方程可以进行许多类型的计算。
3.4.1 零级反应
对于零级反应： A= H
r dc(A) k dt
c( A) c( A0 ) kt
同一反应，可用不同物质的浓度的变
化表示反应速率，其值可能不同。
rN 2-(0 .8 2 -1 )0 .1m o lL -1S -1 rH 2-(2 .4 2 -3 )0 .3m o lL -1S -1 rN H 3(0 .4 2 -0 )0 .2m o lL -1S -1
第3章 化学反应速率
§3.1 反应速率的定义
——为零级反应速率方程的积分表达式

化学动力学中的反应速率理论

化学动力学中的反应速率理论

化学动力学中的反应速率理论在化学反应过程中，反应速率是指单位时间内反应物消失量或产物生成量与反应物浓度之积的比值。

而反应速率理论则提供了一种描述化学反应动力学的数学模型，可用于预测反应速率、反应机理和反应路径等方面的研究。

一、反应速率理论基础反应速率理论是基于化学反应物分子间碰撞的概率推导而来的。

根据亚当斯（Adams）和懦得罗夫（Guggenheim）提出的分子碰撞模型，反应物分子必须经过一定能量的阈值，才能碰撞并发生化学反应。

因此，反应速率与反应物分子碰撞的频率和碰撞能量有关。

二、反应速率常数与活化能根据反应速率理论，反应速率常数k和反应物分子碰撞的概率成正比例。

反应速率常数k的大小决定了反应速率的快慢，其大小受到反应物浓度、温度等因素的影响。

此外，反应速率理论还提出了活化能的概念。

活化能是指化学反应必须克服的能量阈值，只有高于此能量阈值，反应物分子才能进行碰撞并发生化学反应。

反应速率常数k和活化能之间有一个Arrhenius公式，可以用来描述反应速率常数的温度依赖性。

三、反应速率与反应机理的研究反应速率理论不仅可以用于预测反应速率和活化能，还可以用于研究反应机理和反应路径。

通过反应速率和温度对k和活化能的测量，可以推导出反应物子的反应路径和反应物状态的变化情况。

这对于研究复杂反应、优化催化剂以及发展新的化学反应渠道具有重要意义。

四、反应速率理论的应用反应速率理论在工业上有着广泛的应用。

例如，研究反应过程中的速率和活化能可以制定更好的催化剂。

同时，反应速率理论还有助于工业生产中的反应条件的优化，从而提高了生产效率和工艺质量。

在环境保护方面，反应速率理论也有着重要的作用，可以通过反应速率理论研究和模拟污染物的分解和去除过程。

总之，反应速率理论是描述化学反应动力学的重要理论模型，有着广泛的应用价值。

通过对反应速率、反应机理、活化能等因素的研究，可以为化学工业的发展、环境治理以及科学研究提供帮助。

化学动力学中的反应速率理论

化学动力学中的反应速率理论

化学动力学中的反应速率理论化学动力学是研究化学反应速率的科学，而反应速率理论是化学动力学的核心内容之一。

反应速率理论可以帮助我们理解化学反应的速率是如何受到各种因素的影响，并为我们设计和优化化学反应提供了理论依据。

在化学反应中，反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的数量。

反应速率的大小取决于反应物的浓度、温度、压力、催化剂等因素。

反应速率理论的主要目标就是解释这些因素对反应速率的影响，并建立相应的数学模型。

反应速率理论最早由荷兰化学家Van't Hoff提出，他通过观察化学反应速率与反应物浓度的关系，提出了速率方程。

速率方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式，通常采用指数函数形式。

例如，对于一级反应，速率方程可以表达为：r = k[A]其中，r表示反应速率，k为速率常数，[A]表示反应物A的浓度。

速率常数k是一个与温度有关的常数，它反映了反应的快慢程度。

除了浓度，温度也是影响反应速率的重要因素。

根据反应速率理论，温度升高会导致反应速率增加。

这是因为温度升高会提高反应物的平均能量，使分子碰撞的能量超过反应的活化能，从而增加反应发生的机会。

根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度的关系可以用以下公式表示：k = Ae^(-Ea/RT)其中，k为速率常数，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为反应温度。

这个公式表明，随着温度的升高，指前因子A和指数项e^(-Ea/RT)都会增大，从而使得反应速率增加。

除了浓度和温度，压力和催化剂也可以影响反应速率。

对于气相反应，增加压力会增加反应速率。

这是因为增加压力会增加分子的碰撞频率，从而增加反应发生的机会。

催化剂是一种可以提高反应速率的物质，它通过降低反应的活化能来加速反应速率。

催化剂通常参与反应，但在反应结束后能够重新生成，因此可以多次参与反应，提高反应速率。

除了这些因素，反应速率还可能受到其他因素的影响，如溶剂、光照等。

不同的反应体系可能会有不同的速率方程和影响因素。

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Ea
Ec
1 2
RT
100kJ mol1
A的计算
将
Ec
Ea
1 2
RT 代入碰撞理论k的表达式：
1
k
1
1
PBT 2eEc / RT e2
P
L 1000
DA2B
8eRT
M
2
eEa / RT
根据Arrhenious公式： k AeEa / RT ，与理论比较可得：
1
A
P
L 1000
DA2B
第三章 化学反应速率理论
底讨 是论 讨一 论个 基化 元学 反反 应应 的的 速速 率率 。，
归 根 结
1. 基元反应速率理论是Arrhenius理论:该理论指出反
应速率与活化分子的数目成比例，提出活化态和活化能概念， 为后来的理论发展奠定了基础。
2. 分子碰撞理论: 1918年Lewis在研究HI的合成和分解反应
根据气体分子运动论：
1
Z
AB
L2 1000
DA2 B
8RT
M
2
AB
ZA-B——A与B的碰撞次数（总数）；
DAB——分子碰撞时刻，A、B二分子中心的最小间距：
DAB=（dA+dB）/2；
µM——A、B二分子形成中间物[A…B]的折合质量：[g·分子-1]；
[A]和[B]——A、B二种气体的体积摩尔浓度； T——温度（K）；
宏观量、统计值。
Ec——发生反应的一个最小的临界能值，与价电子的 相互作用有关，碰撞理论无法计算出Ec理论值。当T不太 高，Ea不太大时，在数值上：Ea≈Ec
例如，当T=300 K时，
1 RT 1 8.314300 1247.1 J mol1 1.25 kJ mol1 22
若Ea=100 kJ·mol-1，则
q e Ec / RT
双分子反应速率：
r d A ZAB q
dt
L
1
L 1000
DA2B
8 RT
M
2
A B e Ec
/ RT
(mol l1
s1)
k AB
所以：
1
k
L 1000
DA2B
8RT
M
2
eEc / RT
(mol-1
l s1)
BT
1
e2 Ec
/ RT
8eRT
M
2
PB eT 1/2
因此，可知指前因子A也与T有关。 另：因为碰撞理论无法计算P的理论值，因而也无法计算出A 的理论值。
theory of absolute rate process, AFT.
根据碰撞理论：
k PBT1/ 2eEc / RT
d ln k dT
1 2T
Ec RT 2
公 式 的
Ea
RT 2
1 2T
Ec RT 2
Ea
Ec
1 2
RT
比
EC——临界能
较
Ea——表观活化能（实验值）
由此式可知Ea与T确实有关。
Ea与Ec的异同
Ea=E活-E反——表观活化能是2个平均能量之差，是一个
验 的
ln k C 1 lnT Ec
2
RT
验 证
ln k C Ec
T
RT
以 ln k ~ 1 作图应为一直线。 TT
而实验结果与此相符。该结果与
Arrhenious理论结果相符。
从
k
1/ M
2
和EC的关系来验证
2. 用相同温度下的不同反应进行研究：
k式中的P、DAB、μM、k、EC皆因不同的反应物而不同，应 选某一反应物与一系列的物质分别实验，取其k，此时每个浓度
1
B
L 1000
DA2B
8R
M
2
B与T无关，与A、B本性有关。或
1
k
DA2B
8kBT
2
eEc / RT
(molec-1
cm3
s1)
BT
1
e2 Ec / RT
k
L
k
mol1 dm 3 s 1 1000 molec1 cm3 s 1
μ的单位为g·mol-1。
上述理论推导与实验结果有许多不符的情况，原因在于
的P和DAB相似，可认为是常数。
1
k
PL 1000
DA2B
8RT
M
2
e Ec
/ RT
ln
k
1/ M
2
C Ec RT
以
k
1/ M
2
~
Ec作图可得一直线，
说明E确与分子的质量有关。
. Arrhenious
四
Ea与Ec的关系
与
根据Arrhenious公式： Ea RT 2d ln k / dT
节
➢ A和B为刚性硬球，直径分别为dA和dB；
➢ 两球相碰后即连接为中间物[A…B]；
分
➢ 分解为产物C和D； ➢ 这种碰撞并不是每次都能导致反应发生，只有那些碰撞
子
后体系内部能量达到或超过某一数值时，才能发生反应
碰
生成产物。
撞
理
ZAB——总的碰撞次数； q——有效碰撞分数；
论
εC——临界能（阈能，threshold energy）。
r P ZABq L
1
k PBT e2 Ec / RT
从碰撞理论无法推出P值，只能从实验得到：
P A实验 A理论
A为Arrhennius公式的指前因子。对于简单分子的反应，P≈1。
从k与T的关系验证。
三
1. 用同一反应、不同温度为研究对象，按碰撞理论：
.
实
k PBT1/ 2eEc / RT
M
mA mB mA mB
R——气体常数；
L——Avogadreo常数。
q——有效碰撞的分数。根据Boltzmann分布定律，体系中内 能超过某一定值εC的分子占总分子个数的百分数——q应为：
q ec / kBT
kB—为Boltzmann常数。
由于： Lc Ec， LkB R
所以，q就是Boltzmann因子
时测出了Arrhenius理论中A的数值，首次给予A定量解释，并 为解释理论与实验结果的偏离而引入了几率因素P的概念。该 理论的核心是分子间发生反应的首要条件是分子间发生碰撞， 而只有碰撞时形成的少数具有能量大于或等于某一数值的活化 络合物，才能导致反应的发生，从理论上解决了分子间碰撞频 率的计算。但未能从理论上计算出活化能和几率因素，还需实 验才能求得。
二
其两个假设：
.
理
两个分子一经相碰即得一个复杂分子。实际情况是：两
论
个分子碰撞时能量虽然达到要求，但由于碰撞瞬间的取向不
的 修
合适，这样的碰分子的内部能量有一个自由度的振动能超过Ec。
项
修正方法：
认为两个分子相碰后只有部分分子产生复杂分子，其占分
子总数的百分数为P——几率因素——空间因素（P<1）
3. 绝对反应速率理论：1935年，爱伦和鲍兰义(Eyring
and Polanyi)创立并发展。将基元反应过程中势能变化转化成势 能面上的一个想象点的运动，计算出反应速率。利用统计力学 中配分函数，计算出各类反应的A的绝对值。
一. 简单理论的推导
第
一个气相中进行的双分子反应：A+B→C+D
一
假设：