第6章化学反应速率与化学反应动力讲义学初步

第6章第2节化学反应的速率与限度第2课时化学反应的限度化学反应条件的控制一、化学反应限度：在同一条件下正反应方向和逆反应方向均能进行的化学反应。

书写可逆反应的化学方程式时，不用“”，用“”。

(1)化学平衡状态的建立过程(2)用速率变化图像表示化学平衡状态的建立(1)化学平衡状态的概念：如果外界条件(温度、浓度、压强等)不发生改变，当可逆反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率，反应物的浓度与生成物的浓度不再，达到一种表面静止的状态，称为“”，简称化学平衡。

(2)化学平衡状态的特征①逆：化学平衡状态研究的对象是反应；②等：平衡时0≠=逆正vv（本质）；③动：平衡时，反应仍在，是一种平衡；知识梳理④定：平衡时，反应混合物各组分的百分含量 ；⑤变：外界条件改变时，平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即发生化学 。

(1)化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的最大程度，即该反应进行的限度。

(2)对化学反应限度的理解①化学反应的限度决定了反应物在一定条件下的最大转化率。

①同一可逆反应，不同条件下，化学反应的限度不同，即改变条件可以在一定程度上改变一个化学反应的 。

二、化学平衡状态的判断依据 (1)直接判断依据⎭⎪⎬⎪⎫①v 正A ＝v 逆A ＞0①各物质浓度保持不变①达到平衡状态 (2)间接判断依据以m A(g)＋n B(g)⇌p C(g)＋q D(g)为例类型 判断依据平衡状态混合物体系中各成分的含量 ①各物质的 或各物质的物质的量分数一定①各物质的质量或各物质的质量分数一定正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m mol A 同时生成m mol A ，即v 正＝v 逆①在单位时间内消耗了n mol B 同时生成p mol C ，则v正不一定 v 逆①在单位时间内生成n mol B ，同时消耗q mol D ，因二者变化均表示v 逆，所以v 正不一定 v 逆温度 体系温度一定(其他不变) 颜色反应体系内有色物质的颜色一定题型一：可逆反应及反应限度【典例1】已知反应H 2(g)＋I 2(g)①2HI(g)中，每生成2molHI 时会有akJ 的能量放出，又知有关化学键键能如下，下列说法正确的是（ ）典例分析A．1molH2的能量比2molH的能量高(g)与1molI22C．H-I键的键能为0.5(a＋b＋c)kJ·mol-1D．H＋I→HI是吸热变化【变式练】1．下列有关化学反应速率和限度的说法不正确的是（）A．已知工业合成氨的正反应方向放热，所以升温正反应速率减小，逆反应速率增大B．实验室用Zn与稀硫酸反应制备H2，可适当增加稀硫酸浓度，提高化学反应速率C．2SO2+O2①2SO3反应中，SO2的转化率不能达到100%D．实验室用碳酸钙和盐酸反应制取CO2，相同质量的粉末状碳酸钙比块状反应要快2．在下列反应CO+H2O①CO2+H2中，加入C18O后，则18O存在于（）A．只存在于CO和CO2中B．存在于CO、H2O、CO2中C．只存在于CO中D．存在于CO、H2O、CO2、H2中题型二：化学平衡状态的判断【典例2】在一定体积的密闭容器中发生可逆反应：2A(g)+2B(g)3C(g)+D(g)。

化学反应的速率和限度一、化学反应速率考点一化学反应速率的简单计算及应用例1：将4molA气体和2molB气体在2 L的容器中混合，并在一定条件下发生如下反应：2A(g)＋B(g)2C(g)，若经2s后测得C的浓度为0.6mol·L－1，现有下列几种说法：①用物质A表示反应的平均速率为0.3mol·L－1·s－1②用物质B表示反应的平均速率为0.6mol·L－1·s－1③2s时物质A的转化率为70%④2s时物质B的浓度为0.7mol·L－1其中正确的是()A．①③B．①④C．②③D．③④(2)若①②中用A、B表示反应的平均速率分别为0.3mol·L－1·s－1、0.6mol·L－1·s－1，哪种物质表示的化学反应速率更快？(3)若物质A的转化率经过计算为30%，那么，物质B的转化率为多少？你能迅速得出答案吗？例2．对于A2＋3B22C的反应来说，以下化学反应速率的表示中，反应速率最快的是() A．v(B2)＝0.8mol·L－1·s－1B．v(A2)＝0.4mol·L－1·s－1C．v(C)＝0.6mol·L－1·s－1D．v(B2)＝4.2mol·L－1·min－1考点二影响化学反应速率的因素例3、把铝条放入盛有过量稀盐酸的试管中，不影响产生氢气速率的因素是() A．盐酸的浓度B．铝条的表面积C．溶液的温度D．加少量Na2SO4固体例4、．下列事实中，什么因素影响了化学反应速率。

(1)集气瓶中有氢气和氯气的混合气体，在瓶外点燃镁条时发生爆炸：________；(2)黄铁矿煅烧时要粉碎成细小的矿粒：____________________________；(3)熔化的KClO3放出气泡很慢，撒入少量MnO2后很快产生大量气体：____；(4)同浓度、同体积的盐酸中放入同样大小的锌粒和镁块，产生气体有快有慢：__________________；(5)同样大小的大理石分别在0.1mol·L－1的盐酸和1mol·L－1的盐酸中反应速率不同：__________________；(6)夏天的食品易发霉，冬天就不易发生该现象：________。

化学反应速率与化学动力学在化学领域中，反应速率和动力学是重要的概念，它们描述了化学反应的快慢和驱动力。

本文将探讨化学反应速率与化学动力学的基本原理、影响因素以及实际应用。

化学反应速率指代在单位时间内发生的化学反应的变化量。

反应速率可以通过反应物消耗的量、产物生成的量或其他反应性质的变化量来衡量。

具体地，我们可以使用化学反应速率（r）的公式表示如下：r = ΔC/Δt其中，ΔC代表反应物或产物的浓度变化量，Δt代表时间变化量。

这个公式表明，反应速率与时间和浓度变化之间存在密切的关系。

然而，并非所有反应的速率都是相同的。

事实上，反应速率受许多因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物的状态。

反应物浓度是影响反应速率的主要因素之一。

根据化学动力学理论，浓度越高，反应速率越快。

这是因为浓度增加会导致分子之间的碰撞更加频繁，从而增加反应的发生几率。

除了浓度，温度也是影响反应速率的重要因素。

根据分子动理论，温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而使它们更有可能克服活化能的要求，促进反应发生。

根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度之间存在指数关系，温度每升高10摄氏度，反应速率大约会增加2-3倍。

催化剂是另一个影响反应速率的因素。

催化剂可以降低反应的活化能，从而加速反应，但自身并不被反应物消耗。

催化剂通过提供一个不同的反应路径，降低反应的能垒，使反应更容易发生。

此外，反应物的状态也会影响反应速率。

通常情况下，溶液中的反应速率较快，而固体和气体反应速率较慢。

这是因为溶液中的分子间距较小，相互之间的碰撞更加频繁。

化学动力学是研究反应速率随时间的变化的科学。

它是研究反应动力学的分支学科，可以利用实验结果建立数学模型来描述反应速率的变化。

常用的动力学模型包括零级、一级和二级反应模型。

零级反应模型是指反应速率与反应物浓度无关的反应。

在这种反应中，反应物以恒定的速率转化为产物。

一级反应模型是指反应速率与反应物的浓度成正比的反应。

《化学反应的速率和限度》讲义一、化学反应速率（一）定义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。

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。

（二）表达式对于反应 aA ＋ bB ＝ cC ＋ dD ，其反应速率 v 可以表示为：v(A) ＝Δc(A)／Δt ，v(B) ＝Δc(B)／Δt ，v(C) ＝Δc(C)／Δt ，v(D) ＝Δc(D)／Δt其中，Δc 表示浓度的变化量，Δt 表示时间的变化量。

（三）单位化学反应速率的单位通常为 mol/（L·s) 或 mol/（L·min) 。

（四）影响因素1、内因反应物本身的性质是决定化学反应速率的主要因素。

不同的物质，其化学活性不同，反应速率也会有很大差异。

例如，钠与水的反应非常剧烈，而铁与水在常温下几乎不反应。

2、外因（1）浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率加快；减小反应物的浓度，化学反应速率减慢。

这是因为增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，反应速率加快。

比如，在碳在氧气中燃烧，氧气浓度越大，燃烧就越剧烈。

（2）压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），化学反应速率加快；减小压强（增大容器体积），化学反应速率减慢。

需要注意的是，压强对反应速率的影响是通过改变气体的浓度来实现的。

如果压强的改变没有引起浓度的变化，反应速率则不会改变。

例如，在密闭容器中进行的气体反应，充入惰性气体，如果容器体积不变，反应物和生成物的浓度不变，反应速率不变；如果容器体积增大，反应物和生成物的浓度减小，反应速率减慢。

（3）温度在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率加快；降低温度，化学反应速率减慢。

温度升高，分子的运动速率加快，活化分子的百分数增加，有效碰撞的几率增大，反应速率加快。

例如，食物在夏天比在冬天更容易变质，就是因为温度升高，化学反应速率加快。

（4）催化剂使用催化剂能改变化学反应速率。

《化学反应速率》讲义一、什么是化学反应速率在我们的日常生活中，化学反应无处不在。

从食物的消化、金属的生锈，到燃料的燃烧、药物的作用，无一不是化学反应的表现。

而化学反应速率，就是用来衡量这些化学反应进行快慢的一个重要指标。

简单来说，化学反应速率就是在单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。

比如说，我们把氢气和氧气放在一起，它们会反应生成水。

如果在一段时间内，氢气的浓度下降得很快，那就说明这个反应进行得很快，反应速率大；如果氢气浓度下降得很慢，那就意味着反应进行得慢，反应速率小。

为了更准确地描述化学反应速率，我们通常用单位时间内物质的浓度变化量来表示。

比如，摩尔每升每秒（mol/L·s）就是一个常见的反应速率单位。

二、影响化学反应速率的因素既然化学反应有快有慢，那么是什么因素在影响着它们的速率呢？这就像是一场比赛，有很多因素会决定选手跑得快慢一样，化学反应速率也受到多种因素的影响。

1、反应物的浓度一般来说，反应物浓度越大，反应速率就越快。

想象一下，在一个操场上，人越多，相互碰撞的机会就越大。

反应物分子也是如此，浓度越高，它们相互碰撞并发生反应的机会就越多，反应速率也就随之提高。

2、温度温度对反应速率的影响非常显著。

通常情况下，温度升高，反应速率会加快。

这是因为温度升高会使反应物分子的能量增加，运动速度加快，它们之间的碰撞更加频繁，而且碰撞时的能量也更大，更容易突破反应的能垒，从而使反应更容易发生。

3、催化剂催化剂是能够改变反应速率但自身在反应前后质量和化学性质不变的物质。

它就像是给反应开辟了一条捷径，降低了反应所需的活化能，使更多的反应物分子能够参与反应，从而加快反应速率。

4、反应物的接触面积对于固体反应物来说，它们的接触面积越大，反应速率越快。

比如说，把一块大的煤块燃烧和把煤块粉碎后燃烧，后者燃烧得会更快，因为粉碎后煤与氧气的接触面积增大了。

5、压强（对于有气体参与的反应）在有气体参与的反应中，增大压强（相当于缩小容器体积），气体浓度增大，反应速率加快。

《化学反应速率的影响因素》讲义一、化学反应速率的概念在化学世界中，化学反应速率是一个非常重要的概念。

它指的是单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。

简单来说，就是化学反应进行的快慢程度。

比如说，我们把铁放入稀盐酸中，会看到有气泡产生，这个产生气泡的快慢就反映了这个化学反应的速率。

化学反应速率通常用单位时间内浓度的变化量来表示，单位有摩尔/（升·秒）、摩尔/（升·分）等。

二、影响化学反应速率的因素（一）浓度当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增大，化学反应速率加快；反之，减小反应物的浓度，化学反应速率减慢。

举个例子，碳在氧气中燃烧，如果氧气浓度大，燃烧就会很剧烈；如果氧气浓度小，燃烧就不那么旺盛。

（二）压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强，气体体积减小，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增大，化学反应速率加快；反之，减小压强，化学反应速率减慢。

但要注意的是，压强对化学反应速率的影响，其实质是通过改变气体的浓度来实现的。

如果压强的改变没有引起浓度的改变，那么化学反应速率就不会改变。

比如，在一个密闭容器中充入惰性气体，虽然压强增大了，但反应物和生成物的浓度并没有改变，所以化学反应速率不变。

（三）温度升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，活化分子百分数增大，有效碰撞的几率增大，化学反应速率加快；反之，降低温度，化学反应速率减慢。

就像食物在夏天容易变质，而在冬天能保存更久，这就是因为温度对化学反应速率的影响。

（四）催化剂催化剂能够改变化学反应的途径，降低反应所需的活化能，使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加了单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，从而显著提高化学反应速率。

催化剂有正催化剂和负催化剂之分。

正催化剂能加快化学反应速率，负催化剂则能减慢化学反应速率。

但在实际应用中，我们通常所说的催化剂一般都是指正催化剂。

人教高一化学必修二第六章化学反应与能量 (讲义及答案)含答案解析一、选择题1．将CH4设计成燃料电池，其利用率更高，装置如图所示(A、B为多孔性碳棒)持续通入甲烷，在标准状况下，消耗甲烷体积V L。

则下列说法正确的是A．OH－由A端移向B端B．0＜V≤22.4 L时，电池总反应的化学方程式为CH4 ＋2O2 ＋KOH=KHCO3 ＋2H2OC．22.4 L＜V≤44.8 L时，负极电极反应为：CH4 ＋9CO32-＋3H2O－8e－=10HCO3-D．V＝33.6 L时，溶液中阴离子浓度大小关系为c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(OH－)【答案】C【解析】【分析】n（KOH）=2mol/L×1L=2mol，可能先后发生反应①CH4+2O2=CO2+2H2O、②CO2+2KOH=K2CO3+H2O、③K2CO3+CO2+H2O=2KHCO3。

【详解】A、燃料电池中，通入CH4的一端为原电池的负极，通入空气的一端为原电池的正极，在原电池中阴离子向负极移动，OH-由B端移向A端，故A错误；B、当0＜V≤22.4L时，0＜n（CH4）≤1mol，则0＜n（CO2）≤1mol，只发生反应①②，且KOH过量，则电池总反应式为CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O，故B错误；C、当22.4 L＜V≤44.8L，1mol＜n（CH4）≤2mol，则1mol＜n（CO2）≤2mol，发生反应①②③，得到K2CO3和KHCO3溶液，则负极反应式为CH4-8e-+9CO32-+3H2O=10HCO3-，故C 正确；D、当V=33.6L时，n（CH4）=1.5mol，n（CO2）=1.5mol，则电池总反应式为3CH4+6O2+4KOH=K2CO3+2KHCO3+7H2O，则得到0.5molK2CO3和1molKHCO3的溶液，则c （HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH-），故D错误；故选C。

第六章 化学动力学§6-1化学动力学的任务和目的一、研究化学反应时所涉及的两个基本问题 1、反应的方向和限度——化学热力学至于反应的速度,过程的机理,从热力学无法得知. 例如: (1)()()P l O H Pg O Pg H ,,21,(222−→−+1298,2.237-⋅-=∆mol KJ G m r从G ∆的数值看,反应的趋势很大,但在常温常压下让此反应发生,几乎看不到水的生成,只有温度上升到1073Ｋ时,反应才以爆炸的形式进行.但反应： (2) O H NaCl NaOH HCl 2+−→−+129891.79-⋅-=∆mol KJ G反应速度确非常之快,瞬时便可完成.热力学只解决可能性问题.而对于实际问题的解决,只靠热力学是远远不够的.例如对()1γ＜＜()2γ? 热力学则无法回答. 2、化学反应的速率——化学动力学亦就是把热力学预言的可能性变为现实.所以化学动力学亦占有相当重要的地位.实际上,在研究如何实现并控制化学反应方面,化学热力学及化学动力学是相辅相成的,不可缺少的两个基础理论学科.对一个未知的化学反应,经热力学计算认为是可能的,但具体进行时反应速率很小,工业生产无法实现,则可通过动力学研究,降低其反应阻力,加快反应速度,缩短达到或接近平衡的时间.若热力学研究是不可能的反应,则没有必要浪费人力物力去研究如何加快反应速度的问题.因为没有推动力的过程,阻力再小也是不可能的.二、 化学动力学的任务和目的 1、化学动力学的任务：研究浓度、温度、催化剂、光声介质对反应速度 (率) 的影响及探讨反应机理(亦称历程,即反应所经过的步骤). 2. 化学动力学的目的：控制化学反应的速率按人们所希望的速率进行.例如：一些化学反应,我们希望它的速率越快越好,象化工产品的生产；但也有一些化学反应,我们则希望它的速度越慢越好,象钢铁生锈、木材腐烂、食物变质、塑料老化、某些反应中的副反应等.从历史上说,化学动力学的发展较热力学为迟,没有热力学那样较完整的系统.目前化学热力学的理论能较精确的告诉人们反应的趋势和限度,而化学动力学的理论却只能粗略地告诉人们反应的速度率 ,还缺乏指导实践的较为系统的理论.这种现状促使对这一领域的研究十分活跃,特别是近使几年来,物质结构理论的发展,新技术的应用,如激光技术和电子计算机的应用,大大地推动了对动力学的研究.§6-2 反应速率的表示方法从物理学的概念来看,“速度”是未知量,有方向性,而速率 是标量,所以通常用速率表示化学反应的进展程度.反应速率：用单位时间内,反应物浓度的降低或生成物浓度的增加来表示. 例如, αR → βP时间t 1 [R]1 [P]1 时间t 2 [R]2 [P]2则平均速率为 ;t t ]R []R [r 1212R ---=-; 1212P t t ]P []P [r --=- 注：速率恒取正值. 瞬时速率： =R r []dtdC dt R d R -=-=; =P r []dtdC dt P d P ==如βα≠, 则 P R r r ≠.所以表示化学反应速率时,一定要注明表示速率的组分是什么.βα:][:][=-dtP d dt R d hH gG fF eE +−→−+对h g f e dtH d dt G d dt F d dt E d :::][:][:][:][=--例如,对反应HI I H 222−→−+ dtHI d dtI d dtH d ][21][:][22=-- 另一个定义：dtB d v r B ][1=(6-1) 其中,B ：反应式中Ｂ物质的系数,反应物取负值,生成物取正值.注：对气相反应,可以以分压代替浓度（即以Ｐ代替Ｃ）.速率的单位：浓度·时间－１13--⋅⋅s m mol 或()11113..min -----⋅⋅y d h dm mol 对气相反应,也可用Ｐa ／s§6-3 化学反应的速率方程式和反应级数一、几个基本概念1、反应机理、基本反应步骤、简单反应和复杂反应（１）反应机理（反应历程）：反应物分子变为产物所经历的真实途径.例如：丁二烯与丁烯合成已烯的反应,反应方程式可写成：①2222222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10 ② −→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10③2121212222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10 从热力学意义上说,以上三种写法都正确.但从动力学意义上讲,只有②式才代表了该合成反应的机理,①式不真正代表该合成反应的机理,③式无动力学意义.（2）基元反应（基元步骤）一个化学反应可以是一步直接完成的,也可能是经过一系列步骤完成的,反应过程中的每一步骤都反映了反应物分子之间一次直接作用的结果,把反应过程中的每一中间步骤,称为一个基元步骤（或基元反应）.定义：由反应物微粒（分子、离子、原子或自由基等）一步直接实现的变化.（自由基：具有一未配对电子的自由原子）例如：氢气和氯气的反应：HCl Cl H 222−→−+,其机理为： MCl M Cl Cl HCl Cl H H HCl H Cl M Cl M Cl +−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅+⋅−→−+222222 （M ：器壁或杂质）每一步反应都称作一个基元反应.（3） 简单反应：由一个基元反应组成的反应.例如：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+-- −→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10（4）复杂反应：由两个或两个以上的基元反应组成的反应.例如：HCl Cl H 222−→−+ 2、 反应分子数：每一基元反应中所需反应物微粒的数目.例如： H 2C －C H 2∣ ∣ → 2C 2 H 4 单分子反应H 2C －C H 2I I 22−→− 单分子反应⋅+−→−+⋅Cl HCl Cl H 2 双分子反应HI I H 222−→−⋅+ 三分子反应至于四及四分子以上的反应,至今还没有发现.从理论上分析,四分子反应几乎也是不可能的.二、速率方程式（或公式）、速率常数和反应极数 1、速率方程式和速率常数（1）速率方程式：反应速率和浓度间的函数关系式；也可以说成表 示反应速率与物质浓度之间关系的方程式.可表示为：()c f r =例如：乙酸乙酯的皂化反应：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+--实验确定：-=O H C kC r 乙酸乙酯.上式称为该反应的速率方程式,也称为动力学方程.注：速率方程式只能通过实验确定,不能由化学计量方程式预言.（2）速率常数（k ）：浓度为１时的反应速率,又称比速率. 关于速率常数的几点说明：① 其值大小与反应物浓度的大小无关,而取决于温度、反应物的本性和 溶剂的影响等.②k 是一个有单位的量,与浓度和时间的单位有关.如：bB a AC kC r = , b B a A C C r k ==()()111---+-⋅=⋅时间浓度浓度时间浓度ba ba其值与浓度和时间的单位有关. ③ k 的数值与反应速率的表达形式有关.如：反应gG hH bB aA +−→−+的速度公式为： dtdC A -=bB a A AC C k dt dC B -=b B a A B C C k两式相比得：b a dtdC dtdC k k B A B A :==∴1::::b a k k k B A =2、反应级数例如： ++−→−++gG hH bB aA 若实验测定： βαB A C kC r =式中A C 的指数α称为该反应对Ａ的级数为α；B C 的指数β称为该反应对Ｂ的级数为β.令 ++=βαn ,则n 称作该反应的总级数. 反应级数：速度方程式中个物质浓度项的指数之和. 例如： ⋅−→−I I 222I kC r = 一级反应HI I H 222−→−+ 22I H C kC r = 二级反应 2222NO O NO −→−+ 22O NO C kC r= 三级反应三级以上的反应至今还没有发现.反应级数的值可以是零,简单正、负整数和分数.例如,乙醛的分解反应：CH 3CHO →CH 4+CO33CHO CH kC r = 为1.5级反应.NH 3在钨丝上的分解反应：2NH 3 → N 2 +3H 2k P k r N H ='=03,为0级反应.NH 3在铁催化剂上的分解反应：2NH 3 → N 2 +3H 2 2323HNH P P kr =,为－0.5级反应.几点说明： 1、反应级数是由实验结果而确定的,决不能从计量方程式而简单推得；2.当反应级数是简单的正整数时,称之为简单反应级数；3.并不是所有的反应都具有确切的级数.如反应：HBr Br H 222−→−+ 实验确定：222'211Br HBr BrH C C k C kC r +=可见,级数的概念对此反应不能适用. 三、 简单反应（或基元反应）的质量作用定律从经验中总结出的一条规律,其内容为：简单反应（或基元反应）的反 应速率,与反应物的浓度以反应式中的计量系数为指数的幂的乘积成正比.例如若C A −→−2为简单反应,则2A kC r =若hH gG bB aA +−→−+为简单反应,则bB a AC kC r =几点说明：①对复杂反应,质量作用定律不能直接应用.例如反应 H 2+Br 2→2HBr 22Br H C kC r ≠ 该反应由五个基元反应组成：()()()()()22254321'21222221543221Br HBr Br H HBrk kk kkC C k C kC dt dC Br Br Br Br H HBr H Br HBr Br H H HBr H Br Br Br +=−→−⋅+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅−→−质量作用定律对复杂反应的每一步基元反应可直接使用:()()()()()25544332211222⋅⋅⋅⋅=====Br H HBr H Br H Br Br Ck r C C k r C C k r C C k r C k r②当发现某反应的速率公式按质量作用定律导出与实验测出者一致时,该反应可能是而并非必然是简单反应.例如：H 2+I 2→2HI速率公式为：22I H HIC kC dtdC = 但其并不是简单反应（该反应曾长期被认为是简单反应, 但一步完成,对称禁阻）. 其反应机理为： (1) I 22I （快）(2) H 2+2I →2HI （慢）③性质相近者的反应机理并非相同（即速率公式并非相同）.例如：HCl Cl H 222−→−+ 2221H Cl H Cl C kC dt dC = HBr Br H 222−→−+ ()222'1Br H Br Br H H Br C C k C kC dt dC +=HI I H 222−→−+ 22I H H I C kC dt dC =四、反应级数与反应分子数的区别反应分子数——微观概念 反应级数——宏观概念 概念所属范围 定义 不同反应中的允许值对指定反应是否有固定值 是否肯 定存在 反应 级数 宏 简单 观 反应 化学 复杂 反应 反应 速率方程式中浓度的方次 ０、 简单正 负整数和分数依条件的 不同而变速率方程式无βαB A C kC r =形式的级数无意义反应分子数 微 基元 观 反应 化学 简单 反应 反应参加反应的反应物微粒数目只能是 一、二、三为固定值肯定存在在某些情况下,二者可能一致.例如：2I ⋅I 2 单分子反应,一级反应2222O NO NO +−→− 双分子反应,二级反应在许多情况下,二者不一致.例如：()()g O O N g O N 2425222+−→−复杂反应,一级反应 （有中间产物2NO 生成）简单反应或基元反应常常二者一致,但并非完全一致. 例如蔗糖的水解（简单反应）：612661262112212O H C O H C O H O H C H+−→−++该反应为双分子反应,一级反应（准一级反应）蔗糖kC r = （水的量大,可认为其浓度不变）§6-4 简单级数反应的速率方程的积分形式反应物或产物浓度Ｃ与反应时间t 之间的函数关系式：()t f C = 一、零级反应反应速率与物质的浓度无关的反应称为零级反应.速率公式为： 0k dtdC r =-= C ：反应物浓度移项积分：⎰⎰-=dt k dC 0B t k c +-=0当0=t时,0c c =,代入上式得：0c B =,则：t k c c 00=-或：t k x0= (6-2)令0c x y =,则：y:时间为t 时,反应物反应掉的分数.t k y c 00= (6-3)当21=y 时,21t t=21t 称为反应的半衰期,为反应物消耗一半所需的反应时间.代入上式得：00212k c t =或 0212k at = (6-4)零级反应的特点：(1) 以c 对t 作图,可得一直线,斜率为0k - . 0k 的单位：速率的单位. （2）零级反应的半衰期与其反应物初始浓度的一次方成正比. 二．一级反应凡是反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一级反应. 例如镭的放射性蜕变反应：()422228622688He Rn Ra+−→−氡五氧化二氮的分解反应：2425221O O N O N +−→−碘的热分解反应： ⋅−→−I I 22速率方程式为： C k dt dC 1=-移项积分得：⎰⎰-=dt k CdC1 B t k C +-=1ln (6-5) Ｂ为积分常数.又由t=0时,0C C = 可得：Ｂ＝ln 0C代入(6-5)式,得：01ln ln C t k C +-=即 t k CC 10ln= (6-6) 也可以写成： t k e C C 10-= (6-7)上式表明,随时间的增长,浓度C 逐渐减小.反应物浓度随时间呈指数衰减.令x 代表时间t 时,反应物反应掉的浓度,则：x C C -=0,代入(6-6)式,得：xC C t k -=001ln 1(6-8)或 xa a t k -=ln 11 （a 为初始浓度）由上式可计算经时间t 后,反应物剩余的浓度（或反应掉的浓度）.令 0C x y =代入(6-8)式可得：yt k -=11ln 11 (6-9)一级反应的特征：(1) 以C ln 或C lg 对t 作图,应得一条 直线,其斜率为1k -；若以C C 0ln 对t 作图,则斜率为1k .用途：测定不同时刻反应物的浓度,作图证明是否为一级反应.若为一级反应,利用直线的斜率可求出1k 的值.1k 的单位：时间－１（即秒－１、分－１、小时－１、年－１等）(2) 一级反应的速率常数与浓度所采用的单位无关.(3)根据(6-7)式即t k e C C 10-=,对同一反应,温度一定时,只要t 相同,C C 0为定值（指以不同0C 开始）.设210=C C 时的时间为21t ,则有：21121tk e -=对式21121t k e -=取对数： 21121ln t k -=()106693.02ln 11121-==k k t一级反应的半衰期与反应物初始浓度C 0无关,而只与速率常数有关.对给定的反应,温度一定时,其21t 为常数.如图10-3：t 1/2=t ’1/2 =t ”1/2可以证明,31t 、41t 、…也为常数.例题6-1 质量数为210的钚的同位素进行β放射,14天后,同位素的活性降低6.85％.试求同位素的蜕变常数k 和半衰期,并计算经过多长时间才分解90％？解：由于该反应为一级反应∴00507.00685.011ln 14111ln 11=-=-=y t k （天－１） 00507.06932.02ln 121==k t =1367（天） 分解90％的时间为：2.4549.011ln 00507.0111ln 11=-=-=y k t （天） 例6-2：某放射性同位素14C 在自然界树木中的分布基本保持为总碳量的1.10×10-13 %,某考古队在一山洞中发现一些古代木头燃烧的灰烬,经分析14C 的含量为总碳量的9.87×10-14 %,已知14C 的半衰期为5700年,试计算这灰距今约有多少年? 解: 放射性同位素的蜕化为一级反应 421110216.157006932.02ln -⨯===t k 年-1 t =x a a k -ln 1 141341087.91010.1ln10216.11---⨯⨯⨯= =891(年)§6-5反应级数的测定反应级数的确定是很重要的,它不仅告诉我们浓度是怎样影响反应速率的,而且可以帮助我们探索反应机理.如果反应有简单的级数,则只要测出反应的级数就可以建立速率方程；如果没有简单的级数则表明该反应是比较复杂的,对推判反应机理将有直接帮助.反应级数还可为化工生产对反应器的设计提供必需的参数.测定反应级数的方法有两大类： １、积分法（1）尝试法：将实验数据（不同时间的浓度）代入０、１级反应的速率方程式的积分式,分别计算k 值 ,若按某一公式计算所得的k 基本为一常数,则该公式的级数就是该反应的级数.（2）图法：以c 对t 作图,得一直线,为零级反应；以c ln 对t 作图,得一直线,为一级反应；以c 1对t 作图,得一直线,为二级反应； 以21c 对t 作图,得一直线,为三级反应；2、微分法当级数为分数时,积分法很难奏效,这时应用微分法.(1) 如各反应物的浓度相同（始终相同）,或只有一种反应物时,其速率公式为： n kc r=① 两边取对数得：c n k r lg lg lg += (6-11) 可以看出,以r lg 对c lg 作图,的一直线斜率为n ,截距为k lg .②当反应物的浓度为1c 和2c 时,其反应速率分别为1r 和2r ,分别代入(6-11)式,得：111lg lg lg c n k r += 222lg lg lg c n k r += 两式相减得： 2121lg lg lg lg c c r r n --=或 n nn n C C kC kC r r 212121== 可求得n （2）若某一反应,其速率方程式为： βαB A c kc r = ≠≠B A c c即有两种或两种以上的物质参加反应,且各物质的浓度不等.① +++=1,1,1lg lg lg lg B A c c k r βα +++=2,2,2lg lg lg lg B A c c k r βα +++=3,3,1lg lg lg lg B A c c k r βα ┅ ┅ ┅(可通过一组实验数据联立解方程求得α、β…............2,2,1,1,2,2,1,1,21βαβαβαβαB A B A B A B A C C C C C kC C kC r r ==或 (3),3,1,1,3,3,1,1,31βαβαβαβαB A B A B A B A C C C C C kC C kC r r == ┅ ┅ ┅ 可求得α、β…②用微分法分别求α、β… n =α+β+…具体方法：Ⅰ：先保持B …的浓度不变（使B …保持大量）,使速率公式成为：αA c k r '= βB kc k ='Ⅱ：然后用微分法求α Ⅲ：同理求β… 3、改变物质数量比例法若某一反应,其速率方程式为： βαB A c kc r=≠≠B Ac c先保持B …的浓度不变使A 的浓度增加一倍,若反应速率为原来的4倍,则可确定α=2再保持A …的浓度不变使B 的浓度增加一倍,若反应速率也增大一倍,则说明β=1余者类推 4、半衰期法 根据：()n n Aa a At --==11211 其中n ：反应级数a ：反应物初始浓度（i ）将上式取对数得：()a n A t lg 1lg lg 21-+= （6-12)以21lg t 对a lg 作图成直线,斜率为()n -1（只要测得不同a 时的21t 即可）.（ii ）若分别以初始浓度a 和a '进行实验,测得相应的半衰期分别为21t 和21t ',则： ()n Aa t -=121 ()n a A t -'='121两式相除得：()na a t t -'='12121两边取对数：()()a a n t t '-='lg 1lg 2121 ()a a t t n ''+=lg )lg(12121 (6-13)注：以上半衰渠法亦适用于31t 、41t … .§6-6 温度对反应速率的影响—阿仑尼乌斯经验公式前面我们讨论的浓度对反应速度的影响,是在温度一定这一前提下的.现在来讨论温度对反应速率的影响,通常是讨论速率常数随温度的变化关系,因为速率常数是一个与浓度大小无关的量,一般情况下,k 随温度的升高而加大,但并非所有的反应类型都如此,大致分为下列几种类型：类型Ⅰ：一般反应类型.类型Ⅱ：爆炸反应类型.类型Ⅲ：某些催化反应及酶催化反应（温度升高,催化剂活性降低）. 类型Ⅳ：某些碳氢化合物的氧化反应,在某一高温区有副反应发生所致. 类型Ⅴ：一氧化氮氧化成二氧化氮属于此种类型第一种类型最为常见,它符合阿仑尼马斯经验公式,称为阿仑尼马斯类型.其它四种类型称为反阿仑尼马斯类型. 一、范霍夫（Van;t Hoff ）规则：1884年,Van ’t Hoff 从实验中归纳出一条规则： T 升高10K,r 上升2～4倍,即(k T+10)/k T ≈2～4以此可粗略估计T 对k 的影响二、阿仑尼乌斯（Arrhenius ）经验公式 Arrhenius 于1889年提出. lnk=-RTE a-+B (6-14) Ea 、B 是常数,对不同的反应其数值不同.Ea 称作活化能,单位：KJ.mol -1 以lnk 对1/T 作图成直线,斜率=-Ea/R Ea=斜率×R(6-4)可以写成：B RTE e e k a-=令e B =A,则：()156exp -⎪⎭⎫⎝⎛-=RT E A k aA 为常数,称作频率因子（或指前因子）,与k 的量纲相同,是一个与反应物浓度和温度无关的常数.exp(-Ea/RT)：称作指数因子,小于1.将(10-54)式对T 求微商,则：()166ln 2-=RT EadT k d一般Ea ＞0 ∴T ↑ ,k ↑；Ea 愈大,dlnk/dT 愈大；反之愈小. 对(10-57)式定积分：()17611ln ln 21212121-⎪⎪⎭⎫⎝⎛-==⎰⎰T T R Ea k k dT RTEa k d T T k k以上各式都称作阿仑尼马斯经验公式.由以上公式可以作一些定量计算或定性解释.§6-7活化能对反应速率的影响Arrhenius 提出他的经验公式以后,进行了理论的解释,提出了活化能的概念. 一、活化能1、活化分子和活化能当反应发生的时候,并不是所有的分子都能参加反应,而是具有一定能量的分子才能参加反应.能量高,能真正发生反应的分子称作活化分子.活化分子比普通分子超出的能量即为活化能.活化能Ea =活化反应物分子的平均能量(KJ/mol) -普通反应物分子的平均能量实际上Arrhenius 把活化能看成是分子反应时需要克服的一种能峰.以可逆反应A11k k - B 为例（在等容条件下）r 1=k 1C A r -1=k -1C B 平衡时 r 1=r -1,即：k 1C A =k -1C B 则 k 1/k -1= C B / C A =K C （平衡常数） 由 dlnk/dT=Ea/RT 221111212111ln ,ln ln RT E E dT k k d RT E RT E dT k d dT k d a a a a -----=-=- 即211ln RTE E dT K d a a C --= 又 ∵ dlnK C /dT=∆U/RT 2 ∴ E a1-E a-1=∆U可见反应的热效应等于正逆向反应活化能之差.注：对气相反应,若速率常数以k p 表示,则K p =k p1/k p-1, E a1-E a-1=∆H.几点说明：⑴ 活化能为经验数值,称作经验活化能； (1) Arrhenius 公式是对简单反应而言的（Ea 为正值）但 对具有r=kC αA C B β…形式的复杂反应仍可使用.（3）不同的反应,活化能数值不同,同一反应物进行不同的反应,活化能亦不同.2、活化能对反应速率的影响例如常温下(300K),两个不同的反应： 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=2000J/mol, 则k 1/k 2≈2 ； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=4000J/mol, 则k 1/k 2≈5 ； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=6000J/mol, 则k 1/k 2≈12； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=8000J/mol, 则k 1/k 2≈25. 一般反应：Ea=40～400KJ/mol若Ea ＜40KJ/mol,属快速反应（室温下可瞬时完成）；若Ea ＞100KJ/mol,需适当加热才可进行.Ea 愈大,要求的温度愈高.例题6-3：邻硝基苯的氨化反应的活化能E a1=85600J/mol,频率因子A 1为1.59×107；对硝基苯的氨化反应的活化能E a2=89600J/mol,频率因A 1为1.74×107；.若反应都在298K 时进行,试比较两个反应的速率.()59.49138.01074.11059.1:614.1298314.8856008960077/212112=⋅=⋅⨯⨯==⨯--e e e A A k k RT Ea Ea 解4、活化能的求算(1)实验测定：测定不同温度下的k 值,T 1, T 2, T 3…； k 1, k 2, k 3…Ⅰ、作lnk~1/T 曲线,求斜率.Ⅱ、数值代入法：利用ln(k 2/k 1)=Ea(T 2-T 1)/RT 1T 2求Ea. （2）从键能粗略估计活化能(甲) 对基元反应：A-A + B-B → 2[A-B] E a =(εA-A +εB-B )×30% (30%规则)(乙) 对有自由基参加的反应(基元反应)：A·+B -CA-B +C· 正反应为放热反应,活化能为E a1；负反应为吸热反应,活化能为E a-1)E a1=0.055×εB-C E a-1= E a1-△U(或△H)(丙)分子分裂为自由基的反应：Cl-Cl +M → 2Cl . + M E a =εCl-Cl (丁)自由基的复合反应：Cl . + Cl . + M → Cl 2 + M E a =0二、Arrhenius 公式的应用1、已知某温度下的速度常数,求算另一温度下的速度常数[利用(lnk 2/k 1）=Ea(T 2-T 1)/RT 1T 2]2、确定较适宜的反应温度根据k=Aexp(-Ea/RT),Ea 确定之后,根据已知的T 和k,代入上式可求得A,有了E 和A 便可得到“k －T ”的关系式,选择适宜的反应温度.例6-4：已知醋酸酐的分解反应为一级反应,其速度常数k(秒-1)与温度(TK)具有以下关系式：lgk=12.0414-7.537×103/T.试问欲使此反应在10分钟之内转化率达90%,温度应控制为多少？ 解：∵该反应为一级反应,∴lny-11=k 1t.则： ln9.011-=k 1×10×60 解之得： k 1=3.84×10-3s -1, 代入“k －T ”的关系式得：lg3.84×10-3=12.0414-7.537×103/T T=522K=249℃§6-8链反应（链锁反应）反应一旦开始,就可以发生一系列的连串反应,像链子似的一环接一还地连续发生一系列变化,使反应自动地发展下去,过程中包含了自由基的生成与消失,这一类反应称为链反应.自由基：一种具有未成对电子的原子或原子团,具有很高的化学活性.例如,H .、HO .、CH 3.、CH 3CO .•(乙酰基)等石油的裂解、碳氢化合物的氧化、橡胶塑料等高分子化合物的合成都是链反应.有些无机气体的合成如合成氯化氢以及爆炸反应过程等,也是链反应. 链反应的三个阶段：（1）链的引发 （形成自由基） （2）链的传递（3）链的终止 （自由基消失）链反应类型：直链反应和支链反应. 一、直链反应链传递的过程中,一个自由基消失的同时,只产生一个新的自由基,这样的链反应称作直链反应.可示意为： →→→→→→→→ 例如：反应 H 2+Cl 2→2HCl 机理为：()()()()()链的终止链的传递链的引发2222432124)3()2(21Cl Cl Cl HCl Cl H H HCl H Cl MCl M Cl k k k k −→−⋅⎪⎪⎪⎭⎪⎪⎪⎬⎫+−→−++−→−++−→−+⋅⋅⋅⋅速率方程式的推导：由于自由基是非常活泼的,它只要碰上任何其它分子或自由基都将立即发生反应,因此在反应过程中,它的浓度是很小的.近代实验证明,自由基的寿命是很短的,故可近似认为达到稳定态后,它的浓度不再随时间变化,这种近似处理方法叫做“稳态法”（或稳态近似）.１、“稳态法”： dC Cl •/dt=0,dC H •/dt=0()a C C k C C k dtdC HCl H Cl HCl2232+=()b C k C C k C C k C k dt dC Cl H Cl H Cl Cl Cl 02224321222=-+-=()c C C k C C k C C k C C k dtdC HCl H Cl H Cl H Cl H 222232320==-=即将(c)代入(b)得：：2k 12Cl C =2k 4C 2Cl C Cl •=(k 12Cl C /k 4)1/2 (d) 将(c)和(d)代入(a)式得：22222212121412222H Cl H Cl H Cl HClC kC C C kk k C C k dtdC =⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛== (与实验事实一致)k=2k 2(k 1/k 4)1/2=[2A 2(A 1/A 4)1/2]exp{-[E 2+(Ea 1-Ea 4)/2]} =Aexp(-Ea/RT)A=2A 2(A 1/A 4)1/2 ,Ea= E 2+(Ea 1-Ea 4)/2 已知Ea 1=243KJ.mol -1,Ea 2=25KJ.mol -1,Ea 4=0 所以 Ea=25+1/2×(243-0)=146.5KJ.mol -1注：稳态法也适用于一切具有浓度很小的活泼中间产物的反应.2、平衡假设（平衡浓度）法和速控步（决速步）法 （1）平衡假设（平衡浓度）法当机理中存在着快速的平衡反应时,利用平衡常数K 及反应物浓度来求出中间产物的浓度,这种处理方法,称为平衡假设法.）又如对非基元反应：H 2 + I 2 → 2HI其机理为：① I 211k k - 2I . （快）② H 2 + 2I .−→−2k 2HI （慢）222I H HI C C k dt dC = (a)11221122--⋅===k k C C C C K k k I I I I 代入(a)式得：22211222I H I H HI C C k k k C C k dt dC -==∴ 令A 2A 1/A -1=A,则：Ea=Ea 2+Ea 1-Ea -1A 称作总包反应的指前因子（表观指前因子）. Ea 为总包反应的实验活化能（表观活化能）；（2）速控步（决速步）法在一系列的连续反应中,若其中有一步反应的速率最慢,则总反应速率以速控步的反应速率来表示,此方法称为速控步法.例如反应：H + + HNO 2 +C 6H 5NH 2 ()−−−−→−-催化剂Br C 6H 5N +2 +2H 2O实验测得：r=kC H 2H NO C C (Br-) (与C 6H 5NH 2的浓度无关)认为该反应的机理为： ⑴ H ++ HNO 211k k - H 2NO +2 快平衡⑵ H 2NO +2 + Br -−→−2k ONBr + H 2O 慢反应⑶ ONBr + C 6H 5NH 2 −→−3k C 6H 5N +2 + H 2O + Br - 快反应∵ ⑵是总反应的速控步 ∴ r=k 2+22NO HC C Br- (a) （速控步法）又∵ ⑴是快速的平衡反应 ∴ k 1C H+2H NO C =k -1+22NO H C (平衡浓度法)+22NO H C=( k 1/ k -1) C H+2H NO C()-+-+==-Br HNO H Br HNO HC C kC C C C k k k r a 22121:式得代入 其中k=k 1k 2/k -1 E a =E a,1+E a,2-E a,-1特征：有速控步的反应,表观速率常数中不包括速控步以下反应的速率常数.二、支链反应一个自由基消失的同时产生两个或两个以上新自由基的反应,称之为支链反应.可示意为由图：↓↙ ↘↙ ↘ ↙↘↙↘ ↙↘↙↘↙↘例如：H 2 +1/2 O 2 →H 2O因为支链反应有较多的活性质点产生,支链反应速度急剧增加,所以常常导致爆炸,例如原子弹的爆炸、爆鸣气的爆炸等等.由支链反应引起的爆炸,称作支链爆炸.当反应热不能及时散发时,体系的温度急剧上升,加快了反应速度,释放出更多的热量,这种恶性循环所导致的爆炸,称作热爆炸.例如黄色炸药在炸弹内的爆炸.并不是所有的支链反应都能引起爆炸,还需要看自由基的销毁速度. 支链反应有第一和第二爆炸界限之分.H 2 和O 2的反应如图： （H 2 ：O 2=2:1,P 与温度的关系和速率与压力的关系）第一爆炸界限（低界限）以下,自由基的销毁速度（在器壁上）占优势,所以不爆炸；第二爆炸界限（高界限）以上,自由基与其它惰性质点碰撞而销毁的速度占优势,所以也不爆炸；而二者之间自由基的生成速度大于销毁速度而导致爆炸.第三爆炸界限以上的爆炸是热爆炸.（第一爆炸界限与第二爆炸界限用热爆炸的理论是无法解释的）例题6-5：某反应A +B → P ,其机理为：⑴ A11k k - C ⑵ C +B −→−2k PC 为活泼中间产物,推导该复杂反应的速率方程,并说明在什么情况下总反应表现为一级,在什么情况下总反应表现为二级. 解 ： dC P /dt=k 2C c C B (a) 对C 做稳态近似dC c /dt=k 1C A -k -1C c -k 2C B C c =0 C c = k 1C A /(k -1+k 2C B ) 代入(a)式得：BBA P C k k C C k k dt dC 2121+=- 高压下CB 较大或k -1＜＜k 2C B 时,k -1+k 2C B ≈k 2C B ,则： dC P /dt=k 1C A 表现为一级反应； 低压下C B 较小或k -1＞＞k 2C B ,k -1+k 2C B ≈k -1则：B A PC C k k k dt dC 121-= 表现为二级反应； 与平衡假设法得到的结果相同. （平衡假设：C c =k 1C A /k -1=KC A ,代入(a)式得：B A PC C k k k dt dC 121-=） 例题6-6: 某抗癌药物分解30%即失效,今在323K 、343K 分别测得它每小时分解0.07%和0.35%,浓度改变不影响每小时分解的百分数,试确定: (1 ) 该药物分解反应的级数是多少?并说明理由. (2) 323K 时该药物分解反应的半衰期是多少? (3 )该药物分解反应的活化能.(4 )该药物分解反应的速率常数与温度的关系式 .(5)该药物在298K 的室温保存,其有效期为多少？若在273K 的冷藏库中保存,其有效期可延长多少？(6) 该分解反应是否一定是简单反应,为什么？解：(1)由题意知,浓度改变不影响该药物每小时分解的百分数,故该药物分解反应为一级反应.(2)323K 时,k 323=141070007.011ln11--⨯=-小时天小时3.41)(3.99010706932421==⨯=-t(3)k 343=131051.30035.011ln11--⨯=-小时()12ln 1221T T a k k T T T RT E -==()431071051.3ln 323343343323314.8--⨯⨯-⨯⨯ =74254（J ）=74.254 kJ(4)将T=323K 、k=7×10－4小时－1、Ea =74254J 代入B RTE k a+-=ln 得： B +⨯-=⨯-323314.874254107ln 4 B=20.4所以 4.20314.874254ln +-=T k =4.208931+-T或 k lg =858.83878+-T(5) 298ln k =57.94.202988931-=+-298k =6.98×10－5小时－1298K 时的有效期为: t 298=3.011ln 1298-k =3.011ln 1098.615-⨯-=5.1×103小时 (约7个月) 273ln k =31.124.202738931-=+-273k =4.5×10－6小时－1273K 时的有效期为:t 273=3.011ln1273-k =3.011ln 105.416-⨯-=7.926×104小时 (约9年) 有效期延长（7.926×104－5.1×103）＝7.416×104小时 (约8.5年) (6)不一定为简单反应,因为一级反应中既有简单反应,也有复杂反应. 例题6-7、 298K 时,在一体积恒定的密闭容器中测得N 2O 5（g ）分解反应2N 2O 5(g)→2N 2O 4（g ）+O 2（g ）的实验数据如下：实验编号 N 2O 5的初始压力（kPa ） 初速率r 0 （kPa .s -1） 1 16.12 0.00063 2 20.06 0.00078 3 38.420.00150同温度下产物N 2O 4又能分解成NO 2并很快达成 N 2O 4（g ）2NO 2(g)的平衡.1)N 2O 5（g ）的分解反应的速率方程为r =x O N kP52,求反应级数x 及速率常数k ,并写出该反应的速率方程.(2)计算实验3条件下,N 2O 5压力降低为19.21kPa 所需的时间.(3)若反应在323K 下进行,计算实验1条件下反应的初速率.已知反应的活化能为97 kJ.mol -1 .(4)计算298K 、实验2条件下,在N 2O 4（g ）2NO 2(g)反应很快达到平衡时,200分钟后,容器中N 2O 5、N 2O 4、NO 2、O 2的分压.已知298K 时42,O N m f G Δ=98.29kJ.mol -1,2,N O m f G Δ=51.84kJ.mol -1,气体常数R=8.314J.K -1.mol -1,反应的速率方程为r =xO N kP 52,求x。

化学反应的速率学习目标核心素养建构1.了解化学反应速率的含义及其表示方法。

2．了解影响化学反应速率的因素。

初步了解控制化学反应速率的方法。

[知识梳理]一、化学反应速率1．表示化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。

(1)计算公式：v(A)＝Δc AΔt。

(2)常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1。

2．意义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量，同一化学反应用不同的物质来表示化学反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表示的意义相同。

3．规律对于同一反应，用不同的物质来表示反应速率，其比值一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比。

如对于反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。

【自主思考】1．甲、乙两容器都进行A→B的反应，甲每分钟减少4 mol，乙每分钟减少2 mol，甲中的反应比乙中快吗提示不一定。

因为容器的体积不确定。

二、外界条件对化学反应速率的影响1．实验探究温度、催化剂对化学反应速率的影响(1)温度对化学反应速率影响的探究实验操作实验现象溶液中产生气泡速率的相对大小为热水＞常温＞冷水实验结论其他条件不变时，温度越高，反应速率越大(2)催化剂对化学反应速率影响的探究实验操作实验现象产生气泡的速率的相对大小为②＞①，③＞①实验结论催化剂能加大H2O2分解的反应速率2.【自主思考】2．实验室进行化学反应时，通常把一些固体物质溶于水配成溶液再进行反应。

原因是什么提示固体物质溶于水后，增大了接触面积，从而提高了化学反应速率。

[效果自测]1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

(1)对于任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显( )(2)由v＝ΔcΔt计算平均速率，用反应物表示为正值，用生成物表示为负值( )(3)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同( )(4)化学反应速率为mol·L－1·s－1是指1 s时某物质的浓度为mol·L－1( )(5)升温时不论吸热反应还是放热反应，反应速率都增大( )(6)一定量的锌与过量的稀硫酸反应制取氢气，为减慢反应速率而又不影响生成H2的量，可向其中加入KNO3溶液( )(7)碳酸钙与盐酸反应的过程中，再增加CaCO3固体，反应速率不变，但把CaCO3固体粉碎，可以加快反应速率( )答案(1)×(2)×(3)√(4)×(5)√(6)×(7)√2．在下列事实中，什么因素影响了化学反应的速率(1)集气瓶中有H2和Cl2的混合气体，在瓶外点燃镁条时发生爆炸：_________________。

第06讲反应速率与限度【考点01】化学反应速率1、化学反应速率的概念：化学反应速率是用来衡量化学反应快慢的物理量。

2、化学反应速率的表示方法：化学反应速率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。

符号为v，单位为mol/(L·min)、mol/(L·s)或mol/(L·h)。

3、化学反应速率的表达式：例1 . 下列有关化学反应速率的说法中正确的是（D ）A．对任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显B．化学反应速率通常用单位时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加来表示C．若某化学反应在一定时间段内的反应速率为0.5 mol/(L·s)，则在该时间段内反应物和生成物的浓度变化都为0.5 mol/LD．化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的尺度4、化学反应速率的计算规律：同一化学反应中，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于化学反应方程式中相应物质的化学计量数之比。

这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

如对于化学反应aA(g)+bB(g)＝＝cC(g)+dD(g)，有下列恒等式：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d5、有关化学反应速率的注意事项：①化学反应速率均为正值。

②化学反应速率通常指的是某物质在某一时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

③由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。

化学反应速率与表面积大小有关，而与物质的量的多少无关。

通常是通过增大物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快化学反应速率。

④对于同一个化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的反应速率。

因此，表示化学反应速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质作为标准。