当前位置：文档之家 › 大学化学 化学反应速率

大学化学 化学反应速率

  • 格式：ppt
  • 大小：2.00 MB
  • 文档页数：40

下载文档原格式

  / 40

合集下载

大学化学反应速率

大学化学反应速率

c(A)
kt
lg
lg(1 )
c(A)0
2.303
t1/ 2
0.693 k
3. 二级反应
A+B→P
c(A)0=c(B)0 时
r dc(A) k c(A)2 dt
1
1
kt
c(A) c(A)0
t1/ 2
1 k c(A)0
反应 级数
0
速率方程
dc(A) k dt
c(A)~t 关系式
c(A) c(A)0 kt
半衰期
c (A)0 2k
1
dc(A) k c(A) dt
kt lg c(A) lg c(A)0 2.30
பைடு நூலகம்
0.693 k
2
dc(A) k c(A)2 dt
1 1 kt c(A) c(A)0
1 kc(A)0
4-5 反应速率理论简介
1. 碰撞理论 (collision theory)
以气体分子运动论为基础，仅适用于 简单的气体双分子反应。 （1）反应物分子的碰撞是反应进行的先决 条件，反应速率与碰撞频率成正比。
r (mol.dm-3.s-1) 0.012 0.024 0.048 求该反应的速率方程和速率常数k。
2. 反应级数(order of reaction)
反应物的级数
r kc(A)m c(B)n 反应级数=m+n
(1) 表明浓度对反应速率的影响。 (2) 由实验测定，与反应条件有关。 (3) 可以是正、负数，整数、分数或零， 有的反应无法用简单数字来表示级数。
只有能量足够、方位适宜的分子对相 碰才能发生有效碰撞。
r Z P f Z0c(A)c(B) P eEa / RT kc(A)c(B)

大学化学3-化学反应速率

大学化学3-化学反应速率

3．温度对反应速率影响的其它类型
除大多数反应k与T的关系符合阿仑尼乌斯公式 外，还有一些其它形式，如图（3.1）所示：
①爆炸反应。当温度达到燃点时，反应速率突然增大。 ②酶催化反应。温度太高或太低都不利于生物酶的活 性；某些受吸附速率控制的多相催化反应，也有类似的情 况。 ③某些含炭化合物的氧化等。可能是由于温度升高时， 副反应产生较大影响，而使得温度与速率的关系复杂化。 ④NO与O2生成NO2的反应，温度升高反应速率反而下 降。
②．半衰期t1/2（反应物消耗一半所须的时间） 与反应物的浓度无关，而与速率常数成反比。即 t1/2＝0.693/k （3.9）
放射性元素蜕变掉一半数量（或放射性活度减少 到一半）所须的时间称为该放射性元素的半衰期。 它是放射性元素的一种特征常数。
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。
如H 2 O 2 分解反应，实际上用量气管测定 O 2 体积随时间的变化，然后计算O 2的生成量 及H2O2的分解量。
3.快速测定。
对于反应速率很快的反应，必须采取快速 分析方法。现在激光的采用已使观测的时间 标度降至1ps（10-12s）。
3.3 影响化学反应速率的因素
[演示实验]：《神奇的催化剂》 加MnO2的反应速率很快，这是催化剂作用的结 果；而加MnO 2 的反应，开始速率快，而后来速率 慢，是由于H2O2浓度越来越小的结果。

大学化学反应速率

大学化学反应速率

压力对反应速率的影响Байду номын сангаас
总结词
压力越大，反应速率越快
详细描述
在一定条件下，压力越大，气体分子 密度越大，分子之间的碰撞频率和碰 撞力度增加，从而提高了反应速率。
催化剂对反应速率的影响
总结词
催化剂可以加快或减慢反应速率
详细描述
催化剂可以改变反应的途径和能量需求，从而影响反应速率。有些催化剂可以降低活化 能，使反应更容易进行，从而提高反应速率；而有些催化剂则可能通过抑制或促进某些
课程目标
01 掌握化学反应速率的基本概念、单位和表 示方法。
02 理解影响化学反应速率的因素，如温度、 浓度、压力等。
03
学习如何通过实验测定化学反应速率，并 掌握相关的实验技能。
04
了解化学反应速率在生产和生活中的应用， 培养解决实际问题的能力。
02
化学反应速率定义
化学反应速率定义
化学反应速率是指在一定条件下，化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内 反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
大学化学反应速率
• 引言 • 化学反应速率定义 • 影响化学反应速率的因素 • 化学反应速率理论 • 化学反应速率的应用 • 结论
01
引言
主题简介
化学反应速率是化学学科中的重要概 念，它描述了化学反应的快慢程度。
化学反应速率的研究有助于理解化学 反应机理、反应条件和反应过程，对 于化学工业、药物合成等领域具有重 要意义。
反应速率是化学反应动力学的重要参数，可以用来描述和比较不同化学反应的进 行速度。
反应速率的表示方法
反应速率常数
在一定温度下，反应速率与反应物的浓度无关，而与催化剂的存在、光、磁场等外部条件有关，这种速率常数称 为反应速率常数。

大学化学 反应速率

大学化学 反应速率

催化剂毒物 如CO可使合成氨铁催化剂中 毒
）
汽车尾气净化催化剂
多孔陶瓷为载体 Pt、Pd、Ru为主催化剂 CeO2为助催化剂 少量的铅即可使其中毒， 从而失去催化活性。因此， 安装这种尾气净化催化剂 的汽车是不能够使用含铅 汽油的。
汽车尾气净化催化剂
塑料中各种防老化剂大多属于负催化剂。
） 催化剂作用机理：
a.质量作用定律适用于所有的元反应；部分地适用于 非元反应 对于元反应： v=k{c(A)}a{c(B)}b n=a+b 对于非元反应： v=k{c(A)}x{c(B)}y n=x+y b.速率方程中各反应物浓度项上的指数称为该反应物 的级数。 c.反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零，有 的反应无法用简单的数字来表示级数。 d.对于复合反应，其反应级数是由实验测定的。
）
形式之二：
Ea ln k ln A RT
ln k ~
1 为直线关系，斜率为 Ea ，截距为lnA T R
ln{k }
若已知T1, k1, T2, k2, 可求出Ea
形式之三： O
求出Ea 后, 可用内插法或外推法求算 指定温度下的k值.
(b)
K/ T
）
关于Arrhenius公式的几点说明： a. 此公式至今仍是动力学中求Ea 的主要方法。
改变反应途径，从而降低了活化能，增加反应速率。 以 为例
）
催化和非催化反应活化能数值比较
反应 Ea（非催化） /kJ· mol-1 催化剂 Ea（催化） /kJ· mol-1
2HI
H2+I2
184.1
Au
Pt W 326.4 Fe
104.6
58.58 163.2 159-176

3-化学反应速率(大学化学)

3-化学反应速率(大学化学)
（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
（6）反应过程中催化剂本身会
发生变化
3 均相催化、多相催化和酶催化 均相催化: 催化剂与反应物种在同一相中的催化反应
多相催化: 催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应
酶催化: 以酶为催化剂的反应，其特点是①高效②高 选择性③条件温和
解：将有关数据代入式
lnk2 Ea (1 1)
k1
R T2 T1
lg k2 181 030(11) 1.31 0 8 2.30 8 3 .317430 700 k2=4.6×10－8 mol－1·L·s－1
例：在301K时鲜牛奶经4小时变酸，在278K的冰箱内， 可保持48小时才变酸。设牛奶变酸的反应速率与变酸时 间成反比，试估算该条件下牛奶变酸反应的活化能。
反应物 活化络合物
产物
活化配合物
A ···B ···C
Ea Ea´
A +BC ΔH
(始态) (过渡态)
(终态)
AB+C
过渡状态又叫活化络合物。
反应速率的过渡态理论示意图
（3）活化能（Ea）
a 活化分子具有的平均能量与反应物 分子的平均能量之差。单位kJ·mol-1。 b 活化络合物具有的能量与反应物 分子的平均能量之差。
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。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。 绝大多数碰撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。 对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰 撞时能发生反应。
能够发生化学反应的碰撞称作有效碰撞。 能发生有效碰撞的分子称为活化分子。
心 事 ° 我 只 是替代 品︶ㄣ 满天花 瓣渲染 离别ㄣ ︶为何 爱上他 。怪我 碍你你 看不到 我 的 伤 忘 不 L”算你 狠，我 不配淡 ㄋ旳情 *怎么 继续捂 住眼睛 却捂不 住眼泪 ﹌热泪 盈 眶 i黑 夜 舞 心泪如 雨シ独 守空城 づ◆◇ 回忆、 终究是 回忆つ 揪心痛 薄凉之 人终不

大学化学之化学反应速率

大学化学之化学反应速率

（1）写出该反应的速率方程式并指出其反应级数； （2）求出该反应的速率常数k； （3）计算当c(A) = 0.15 mol·L-1，c(B) = 0.15 mol·L-1时的 反应速率。
: 解（1）设该反应的速率方程式为υ = kc x ( A) ⋅ c y ( B ) 2 由1，实验得，当c ( B ) 不变时，υ 与c ( A) 成正比，所以，x = 1。 由1， 3实验得，当c ( A) 不变时，υ 与c 2 ( B ) 成正比，所以，y = 2。 因此，该反应的速率方程为 : υ = kc( A) ⋅ c 2 ( B ) 由于x + y = 1 + 2 = 3。所以，该反应的反应级数为3
反应历程与化学方程式的关系： Cl(g) + H2(g) → HCl(g) + H(g) (2) 通常写的化学反应方程式往往只能表明反应的总结果， 并不能说明从反应物转变为生成物所经历的途径。 (3) H(g) + Cl (g) → HCl(g) + Cl(g)
2
Cl(g) + Cl(g) + M → Cl2(g) + M (4) 反应历程的举例说明： 上述四个步骤的每一步反应都是由反应物分子（或原子、 离子及自由基等）直接发生相互作用而转变成生成物分子。 因此称作一个基元反应。 这四个基元反应组成了由反应物转变成生成物的反应历程。
例3.1
有一化学反应 : aA + bB = cC + dD
在298K时将A、B溶液按不同比例混合，实验测得如下数据：
实验编号 1 2 3 c(A)/(mol·L-1) 0.10 0.20 0.10 c(B)/(mol·L-1) 0.10 0.10 0.20 υ(mol·L-1·s-1) 0.012 0.024 0.048

大学化学实验教案：化学反应速率的测定

大学化学实验教案：化学反应速率的测定一、教学目标1. 了解化学反应速率的概念和测定方法。

2. 学习利用化学演示实验装置测定化学反应速率。

3. 掌握利用表观反应速率计算化学反应速率的方法。

4. 培养学生的实验操作和数据处理能力。

二、教学内容1. 化学反应速率的概念和测定方法。

2. 化学演示实验装置的使用方法。

3. 表观反应速率的计算方法。

4. 化学反应速率与反应条件的关系。

三、教学步骤1. 概念讲解（10分钟）化学反应速率是指反应物消失或生成物产生的速度。

化学反应速率的测量是化学研究的重要工作之一。

2. 实验操作（30分钟）（1）实验器材：稀盐酸、金属锌、瓶塞、氢氧化钠溶液、试管、实验用电子天平、计时器。

（2）实验步骤：①取一定质量的锌片放入试管中，用瓶塞将试管塞好，然后向试管中注入一定量的稀盐酸。

②稀盐酸和锌片反应产生氢气，在反应过程中可以观察到锌片逐渐溶解，反应完全后锌片完全消失，容器中只剩下气体。

③将瓶塞取下，将试管向氢氧化钠溶液中倾斜，测量氢气能够排出的气体体积。

④计算反应速率。

3. 计算表观反应速率（10分钟）（1）表观反应速率的计算公式：表观反应速率 = 体积增加的气体体积 / 反应时间（2）计算方法：假定反应是一级反应，在反应开始时反应物的浓度为C0，反应物的浓度在反应时间t时为Ct，则反应速率v可以表示为：v = -d[C]/dt=-k[C]。

其中，k为反应速率常数，[C]为反应物的浓度。

如果反应物的浓度随着时间的推移而发生了变化，则反应速率v与反应物的浓度C 并不是一个比例关系。

当反应物的浓度随时间呈指数变化时，表观反应速率v总是可求的。

4. 结果分析（10分钟）根据实验的结果，可以得出金属锌和稀盐酸反应的表观反应速率，进一步探讨化学反应速率的影响因素，例如反应物浓度、温度等。

通过不同条件下的实验数据比较，说明不同条件下的反应速率的差别。

四、教学反思通过本次教学，学生了解了化学反应速率的概念，掌握了测定化学反应速率的方法和利用表观反应速率计算化学反应速率的方法。

化学反应速率 大学


cA kA t
c(A) ＝ c(A)0 － k t
零级反应的特征：
① 在一定温度下，反应速率是常数，与浓度无关。 ② 速率常数 kA 的单位为： mol dm 3 s 1 ③ A物质的浓度 cA 与时间 t 成线性关系。
半衰期：反应物消耗一半所需的时间称为半衰期， 用t1/2表示。它是衡量化学反应快慢的一个重要指标。 零级反应：
又如：H2 ( g ) ＋ I2 ( g ) ＝ 2 HI ( g ) 实验上或理论上都证明，它并不是一步完成的基元反应， 它的反应历程可能是如下两步基元反应： ① I2 ＝ I＋I （快） （慢）
② H2 ＋ 2 I ＝ 2 HI
化学反应的速率由反应速率慢的基元反应决定。 基元反应或复杂反应的基元步骤中发生反应所需要的微 粒（分子、原子、离子）的数目称为反应的分子数。 反应的分子数与反应级数是两个不同的概念！
d cCH 4 dt
k1 1 / 2 3 / 2 k2 ( ) cCH 3CHO 2k 4
解：
d cCH4 dt
k2c CH3 cCH3CHO (1)
(2)
d cCH3 dt
2 k1cCH3CHO k2c CH3 cCH3CHO k3c CH3CO 2k4cCH 0 3
分类：
单分子反应: SO2Cl2 的分解反应： SO2Cl2 ＝ SO2 ＋ Cl2 双分子反应: NO2 的分解反应 ： 2 NO2 ＝ 2 NO ＋ O2 三分子反应: HI 的生成反应 H2 ＋ 2 I ＝ 2 HI
四分子或更多分子碰撞而发生的反应尚未发现。
4-3-2 反应机理的探讨
反应 2 NO＋O2＝2NO2 实验得 r＝kc(NO) 2c(O2) （快） （快） （慢）

大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法

大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法大学化学易考知识点：化学反应速率的计算方法化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量，也是研究化学反应机理和反应动力学的重要参数之一。

正确地计算化学反应速率不仅对于理论研究有着重要意义，对于工业生产和日常生活中的化学实验也有着实际应用价值。

本文将介绍化学反应速率的计算方法，帮助读者更好地理解和掌握这一知识点。

1. 反应物消耗速率法反应物消耗速率法是一种直接测量化学反应速率的方法。

它通过观察反应物消失的速度来计算反应速率。

在此方法中，我们需要选择一种反应物并测量其消耗的速率，然后根据化学方程式中反应物的摩尔比例关系计算其他反应物的消耗速率。

具体计算公式如下：速率= Δ[c] / Δt其中，Δ[c]表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。

2. 产物生成速率法产物生成速率法是一种通过观察产物生成的速度来计算反应速率的方法。

在此方法中，我们需要选择一种产物并测量其生成的速率，然后根据化学方程式中产物的摩尔比例关系计算其他产物的生成速率。

具体计算公式如下：速率= Δ[d] / Δt其中，Δ[d]表示产物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。

3. 初始速率法初始速率法是一种通过研究反应在初始时刻的速率来计算整个反应速率的方法。

在此方法中，我们需要在不同条件下进行多次实验，测量反应在各个条件下的初始速率，然后根据实验结果推导出反应速率与反应物浓度之间的关系。

具体计算公式如下：速率 = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m 和n为反应物A和B的反应级数。

4. 定量分析法定量分析法是一种通过定量分析反应物或产物的浓度变化来计算反应速率的方法。

在此方法中，我们可以使用酸碱滴定法、氧化还原滴定法、分光光度法等技术方法来测定反应物或产物的浓度变化，并据此计算反应速率。

需要注意的是，化学反应速率的计算方法取决于具体的反应类型和实验条件。

大学化学之化学反应的速率


=
DnB nB
=
DnG nG
=
DnH nH
上一页 下一页
d = nB–1dnB
转化速率 (J)：由反应进度 () 定义的化学反应速率
d
J = dt
IUPAC 所推荐的反应速率 (u)：
u (mol·m–3·s–1) =
J V
=
1 V
·ddt
u
(mol·m–3·s–1)
=
1 nB
·V1
·ddntB
=–
D[N2O5] Dt
t = 100s = 1.510–3mol·dm–3·s–1
u(NO2) = D[NO2] Dt
u(O2) = D[O2] Dt
= 3.010–3mol·dm–3·s–1 = 0.7510–3mol·dm–3·s–1
– 1 ·D[N2O5] = 1 ·D[NO2] = 1 · D[O2]
Cl2(g) + M 2Cl(g) + M Cl(g) + H2(g) HCl(g) + H(g) H(g) + Cl2(g) HCl(g) + Cl(g) Cl(g) + Cl(g) + M Cl2(g) + M
2021/10/19
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)
上一页 下一页
Ea
f = e RT
能量因子(f) : 能量满足要求的碰撞占总碰撞次数 的分数。
活化能(Ea): 能发生有效碰撞的活化分子组所具有 的最低能量的NA倍 (NA:阿佛加德罗常数)。
上一页 下一页
(2) 瞬时速率 瞬时速率：某一时刻的反应速率。 即时间间隔 Dt 趋于无限小时的平均速率的极限。
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

Ea lg k lg A 2.303 RT
（5 -3）
如果某反应在温度T1和T2时的速率常数分别为k1和k2， 活化能Ea在T1至T2的温度范围内可以视为常数，由（5-3） 式可以导出：
k2 T2 T1 Ea lg （5-4） k1 2.303 R T1 T2
1. 平均速率 2. 瞬时速率
1. 平均速率
aA + bB = dD + eE
可用单位时间内反应物浓度的减少来表示平均速率
cA v(A) t
cB v(B) t
也可用单位时间内生成物浓度的增加来表示平均速率
cD v(D) t
cE v(E) t
式中∆t 为时间变化，∆cA、∆cB、∆cD、∆cE分别表示∆t 时间 内各组分的浓度变化，在同一时间间隔内，以上各自表示反 应速率的数值是不相等的；
阿仑尼乌斯
Svante August Arrhenius
1859~1927
四、温度对反应速率的影响
阿仑尼乌斯方程式：
k Ae
Ea RT
（5 -2）
k 反应速率常数，一个温度函数，随温度而变； A 指数前因子或频率因子常数； e 自然对数的底（e = 2.718）；T 热力学温度； Ea 反应的活化能；R 气体常数（8.314 J ·mol-1· K –1）；
cD d cD v(D) lim dt t 0 t
cE dcE v(E) lim dt t 0 t
2. 瞬时速率
瞬时速率的表达式 是浓度对时间t的微分： 在浓度-时间曲线上某一 时刻的斜率的绝对值代 表该时刻的瞬时速率， 代表了化学反应的真正
速率。
四、温度对反应速率的影响
阿仑尼乌斯方程式：
k Ae
Ea RT
（5 -2）
速率常数 k 与绝对温度 T 成指数关系，温度 的微小变化，将导致 k值的较大变化，尤其是活 化能Ea较大时更是如此。 温度与反应速率的关系为：温度升高，速率 常数 k 增大，反应速率加快。
四、温度对反应速率的影响
阿仑尼乌斯方程式的对数形式：
多数化学反应不是基元反应，而是由两个或 两个以上基元反应构成的，这样的化学反应称为 非基元反应 或复杂反应。
2. 速率方程
一般基元反应的速率方程式：
aA + bB = dD + eE
v kc c c
a A
b B
（5-1）
式中：v为反应速率；k为速率常数； c为浓度；
a和b分别为反应物A和B浓度的指数； （a+b）称为该反应的反应级数；
直接写出，质量作用定律 只适用于基元反应。
2. 速率方程
v kc c c
a A
b B
（5 -1）
速率常数k取决于反应的本性与浓度无关，它随 温度变化，温度升高，速率常数通常增大。不 同反应具有不同的速率常数，其它条件相同时
可以用速率常数衡量反应速率，快反应具有较
大的速率常数。
四、温度对反应速率的影响
1. 碰撞理论
碰撞能发生反应的条件：
（1）能量
碰撞的分子必须具备足够高的能量，克服分子间电子云 的斥力，导致分子中原子重排，发生化学反应。这些具有足 够高能量的分子称为活化分子，这个能量被称为活化能。
（2）定向碰撞
活化分子只有采 取定向碰撞时，反应 才能发生。
O N O C O
1. 碰撞理论
活化能与反应速率的关系：
2. 瞬时速率
一般来说，化学反应都不是等速变化的，只 有瞬时速率才能表示化学反应中某时刻的真实反 应速率，瞬时速率是∆t 趋近于0时平均速率的极 限值。
cA d cA v(A) lim dt t 0 t
v(B) cB d cB lim dt t 0 t
合成氨反应，没有催化剂时反应的活化能为 326.4kJ· mol-1 ，加 Fe 作催化剂时，活化能降低至 175.5 kJ· mol-1。
五、催化剂对反应速率的影响
五、催化剂对反应速率的影响
催化剂同等程度地加快正、逆反应 的速率，所以催化剂只能加速化学平衡 的到达，不能改变平衡点的位置。
催化剂虽然改变了反应原来的途径， 降低了活化能，但不能改变反应的G， 对一个G＞0的反应，想用催化剂改变 其反应方向是徒劳的。
温度能显著地影响反应速率，绝大多数化学反应，无论是放 热反应还是吸热反应，其反应速率都随温度的升高而增大。
四、温度对反应速率的影响
温度升高，活 化分子百分数 增大，有效碰 撞的百分数增 加，使反应速 率大大加快。
T2＞T1
四、温度对反应速率的影响
温度对反应速率的影 响主要体现在对速率 常数 k 的影响上。 1889 年瑞典物理化学家阿 仑尼乌斯总结了大量 实验事实，提出一个 较为精确的描述反应 速率与温度关系的经 验公式。
∆H = E(正)– E(逆)
当E(正)＜ E(逆)时， ∆H＜0，反应为放热反应； 当E(正)＞ E(逆)时， ∆H＞0，反应为吸热反应； 正反应活化能为134 kJ· mol-1，逆反应活化能为368 kJ· mol-1，正反应放热，∆H= –234 kJ· mol-1；逆反应吸 热，∆H= +234 kJ· mol-1。
二、化学反应速率的表示方法
反应速率是通过实验测定的，实验中用化学 方法或物理方法测定在不同时刻反应物或生成物 的浓度，然后通过作图法，即可求得某一时刻的 反应速率。
①测定一组c-t 数据，即测定不同时刻t 时某组分的浓 度（或分压）；
②以t 为横坐标，c 为纵坐标，作c-t 曲线；
③作任一时刻t 时曲线的切线；
2. 过渡态理论
O NO2 与 CO 反 应 过 程 势 能 变 化 图 N O C O
2. 过渡态理论
118 N pm
O
134
。 O + C O O
113pm
O N O C N O + O C O
115pm 116pm
活化络合物 （过渡状态）
活化络合物：
原有的N－O键部分破裂，新的O· · · C键部分地形成，然 后形成活化络合物[ONOCO]，这时，反应分子的大部分动能 暂时地转变为势能。
催化剂之所以能改变化学反应速率，
是因为它参与了化学变化过程，改变了
反应原来的途径，降低了活化能。
五、催化剂对反应速率的影响
催化剂改变了 反应途径，反 应沿一条活化 能低的捷径进 行，因而速率 加快。
五、催化剂对反应速率的影响
五、催化剂对反应速率的影响
催化剂不影响产物和反应物的相对能量，没有改变反 应的始态和终态，所以催化剂只能改变反应途径而不能 改变反应发生的方向。从图中还可以看到，加入催化剂 后，正、逆反应的活化能降低的数值相等，这意味着催 化剂同等程度地加快正、逆反应的速率。
碰撞理论直观简便，对结构复杂分子反应不适用；
过渡态理论观点：
（1）先生成活化络合物
具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中化学 键重排，形成活化络合物的过渡状态； （2）后分解形成产物
活化络合物能量很高，不稳定，易分解，或分解为产 物，或分解仍为反应物；
2. 过渡态理论
活化络合物
形成活化络合物的过渡状态需要克服一定的活化能， 过渡态理论考虑了反应物分子的内部结构及运动状况，从 分子角度更为深刻地解释了化学反应速率。
活化络合物既可以分解成反应物NO2和CO，也可以生成 产物NO和CO2，是一种过渡状态。当活化络合物[ONOCO] 的一个N－O键完全断开，新形成的O· · · C键进一步缩短时， 便生成产物，整个体系的势能降低。
2. 过渡态理论
活化能与反应热的关系：
对于很多反应，正反应的活化能减去逆反应 的活化能就等于该反应的焓变∆H：
2. 过渡态理论
例题：
下图中哪一点代表反应的中间产物？ 哪一点代表活化络合物？
2
势 能
活化络合物
3
1
反应物 中间产物
4
反应过程
产物
一、反应速率理论简介
小 结
（1）无论是吸热反应还是放热反应，都要经过一个中间 过渡状态，反应物分子必须先爬过一个能峰，即克服反 应活化能，反应才能进行。 （2）不同的化学反应具有不同的活化能，一定温度下， 反应的活化能越大，能峰越高，活化分子数越少，反应 速率越慢；反之，活化能越小的反应速率越快。 （3）活化络合物极不稳定，可以分解为产物，也可以分 解为反应物，反应速率取决于活化络合物的浓度及其分 解频率。正逆反应活化能之差为反应的摩尔焓变。
研究影响反应速率因素的意义
例如：消除汽车尾气的污染，可采用如下的反应
1 CO(g) NO(g) CO2 (g) 1 N (g) ； G 334KJ mol 2 r m 2
反应速率的大小取决于单位时间内有效碰撞
的次数，有效碰撞的次数又与反应的活化能密切相
关，所以，活化能是决定反应速率的内在因素。一
定温度下，反应的活化能越大，反应中活化分子的 百分数就越小，单位时间内的有效碰撞就越少，反 应速率就越慢。反之，反应的活化能越小，活化分 子的百分数就越大，反应速率就越快。
2. 过渡态理论
基元反应的化学反应速率与各反应物的浓度以其计量数为
指数的幂的连乘积成正比，这就是基元反应的质量作用定律。
2. 速率方程
◆ 把反应物浓度同反应速率定量地联系起来的数
学表达式称为速率方程。
◆ 反应的速率方程一般不能简单地从反应的计量
方程式中获得，它与反应机理有关，必须由实验来
确定。
◆ 只有基元反应的速率方程可以依据反应方程式
四、温度对反应速率的影响
注意：
（1）改变反应温度，改变了反应中活化分子的 百分数，但并没有改变反应的活化能。 （2）无论吸热反应还是放热反应，温度升高， 反应速率都要加快。这两者在反应过程中反应 物都必须爬过一个能垒，反应才能进行，升高 温度，有利于反应物能量提高，故两者的反应 速率都要加快。不过吸热反应速率加快的程度 大于放热反应。