1、普通化學(xué)網(wǎng)絡(luò)課件授課教師 ： 許 迪 歐單 位 ： 化學(xué)教研室 第四章 化學(xué)反應(yīng)速率Chapter 4 Chemical Reaction Rate一、化學(xué)反應(yīng)速率的概念二、濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響三、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響四、反應(yīng)速率理論簡(jiǎn)介第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率的概念化學(xué)反應(yīng)速率：(對(duì)于等容反應(yīng)） 單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或者產(chǎn)物濃度的增加來(lái)表示. 濃度常用moll-1，時(shí)間常用s，min，h 反應(yīng)速率又分為平均速率（average rate）和 瞬時(shí)速率（instaneous rate）兩種表示方法.瞬時(shí)速率只能用作圖的方法得到：平均速率：v = c / t + 實(shí)際工作中如何選擇，往

2、往取決于哪一種 物質(zhì)更易通過(guò)實(shí)驗(yàn)監(jiān)測(cè)其濃度變化.對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：aA + bB yY + zZ內(nèi)因：毫無(wú)疑問(wèn)，反應(yīng)速率首先決定 于反應(yīng)物本身的性質(zhì).外因：濃度 溫度 催化劑 接觸面積對(duì)于某一化學(xué)反應(yīng)的快慢影響因素白磷在純氧氣中燃燒白磷在含20%的氧氣中燃燒二、質(zhì)量作用定律和速率方程 當(dāng)其他條件一定（如T，反應(yīng)物等）時(shí)，反應(yīng)物濃度越大，化學(xué)反應(yīng)的速率越快。 對(duì)于有氣體參加的化學(xué)反應(yīng)，增大系統(tǒng)的壓力，就意味著增加氣體反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率也會(huì)隨之增大。 如在溫度恒定情況下, 增加反應(yīng)物的濃度可以增大反應(yīng)速率。質(zhì)量作用定律指出: 在一定溫度下，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度的乘積成正比。 表明反應(yīng)物濃度與

3、反應(yīng)速率之間定量關(guān)系的數(shù)學(xué)表達(dá)式稱為速率方程。對(duì)于基元反應(yīng)： 根據(jù)質(zhì)量作用定律，其速率方程為： 說(shuō)明： 1. 質(zhì)量作用定律只適用于基元反應(yīng)。2. K為速率常數(shù)，數(shù)值等于反應(yīng)物濃度均為 1molL-1時(shí)反應(yīng)速率的值，一般由實(shí)驗(yàn)測(cè)得。 由反應(yīng)物的本性決定，與濃度無(wú)關(guān)。 改變溫度或Cat， K也變化。 3. 復(fù)雜反應(yīng)的速率方程只能通過(guò)實(shí)驗(yàn)獲得！ 即使由實(shí)驗(yàn)測(cè)得的反應(yīng)級(jí)數(shù)與反應(yīng)方程式 中反應(yīng)物計(jì)量數(shù)之和相等，該反應(yīng)也不一定 就是基元反應(yīng).設(shè)反應(yīng)的速率方程為 v = k c(NH4+) n c(NO2- ) m由實(shí)驗(yàn)1和2可知： v2 : v1 = 2.00 = (2.0) m m = 1同理可得 n

4、= 1 v = k c(NH4+) c(NO2- ) 1.3510-7moldm-3 s-1 (0.100moldm-3)(0.005moldm-3 )k = 2.7 10-7moldm-3 s-1= 2.7 10-7moldm-3 s-1對(duì)反應(yīng) NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l) 實(shí) 驗(yàn) 初始c (NH4+) 初始c (NO2) 初始速率(moldm3s1) 1.3510-70.005 moldm320.200 moldm3 0.010 moldm3 5.4010-730.100 moldm3 0.010 moldm3 2.7010-70.100 mold

5、m31例題P78 4.1三、反應(yīng)級(jí)數(shù) （一）反應(yīng)級(jí)數(shù) 反應(yīng)速率方程中反應(yīng)物濃度項(xiàng)的冪指數(shù)之和稱為反應(yīng)級(jí)數(shù)?；磻?yīng)都具有簡(jiǎn)單的級(jí)數(shù)，而復(fù)合反應(yīng)的級(jí)數(shù)可以是整數(shù)或分?jǐn)?shù)。 反應(yīng)級(jí)數(shù)反映了反應(yīng)物濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響程度。反應(yīng)級(jí)數(shù)越大，反應(yīng)物濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響就越大。 反應(yīng)級(jí)數(shù)通常是利用實(shí)驗(yàn)測(cè)定的。反應(yīng)級(jí)數(shù) 速率方程 速率常數(shù)的單位 0 v =k mol.L-1.s-1 1 v =kc s-1 2 v =kc2 mol-1.L.s-1 3 v =kc3 mol-2.L2.s-1 速率常數(shù)的單位是不同的； 速率常數(shù)越大，表明反應(yīng)進(jìn)行的越快； 速率常數(shù)大小受多因素的影響，最重要的是溫度。溫度每升高 10

6、K，速率常數(shù)增大2-4倍。 速率常數(shù)只是一個(gè)比例系數(shù),是排除濃度對(duì)速率的影響時(shí)表征反應(yīng) 速率的物理量.反應(yīng)級(jí)數(shù)與速率方程的關(guān)系（二） 一、范特霍夫規(guī)則 溫度每升高 10 K，化學(xué)反應(yīng)速率大約增加到原來(lái)的2 4 倍。這一規(guī)則稱為 規(guī)則。 溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響，其實(shí)質(zhì)是溫度對(duì)速率常數(shù)的影響。 若以 k( T ) 和 k(T10K) 分別表示溫度為 T 和 T10 K 時(shí)的速率常數(shù)，則有如下關(guān)系： 第三節(jié) 溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響式中的 稱為溫度因子， 。 當(dāng)溫度由T 升高到 Ta10K 時(shí)，可得： 分子運(yùn)動(dòng)速率加快,反應(yīng)物分子間碰撞頻率增大. 活化分子百分?jǐn)?shù)增大原因：若某一反應(yīng)在T1 時(shí)的速率

7、系數(shù)為 k(T1), 在T2 時(shí)的速率系數(shù)為k(T2)，則有：或g2.303 應(yīng)用Arrhenius方程時(shí)，還應(yīng)注意到下列問(wèn)題： Ea處于方程的指數(shù)項(xiàng)中，對(duì)k有顯著影響，在室溫下， 每增 加 4kJmol-1， k值降低約80% 。 溫度升高，k增大，一般反應(yīng)溫度每升高10，k將增大24倍。 對(duì)不同反應(yīng)，升高相同溫度， Ea大的反應(yīng)k增大的倍數(shù)多。因此升高溫度對(duì)反應(yīng)慢的反應(yīng)有明顯的加速作用。根據(jù) 對(duì)同一反應(yīng)，升高一定溫度，在高溫區(qū)Ea 增加較少。因此對(duì)于原本反應(yīng)溫度不高的反應(yīng) ,可采用升溫的方法提高反應(yīng)速率；1.已知T1k1， T2k2，求Ea阿侖尼斯（Arrhenius） 方程式的應(yīng)用兩式相

8、減，整理得到：AA2.由Ea計(jì)算反應(yīng)速率常數(shù)例題 P81 4.2一、碰撞理論 碰撞理論認(rèn)為：化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的重新組合，在組合過(guò)程中，必須破壞反應(yīng)物分子中的化學(xué)鍵，才能形成產(chǎn)物分子中的化學(xué)鍵。而舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成，是通過(guò)反應(yīng)物分子間的相互碰撞來(lái)實(shí)現(xiàn)的。在反應(yīng)物分子的無(wú)數(shù)次碰撞中，只有極少數(shù)的碰撞才能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。這種能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞。能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子，它比普通分子具有更高的能量。第四節(jié) 反應(yīng)速率理論簡(jiǎn)介以氣體分子運(yùn)動(dòng)論為基礎(chǔ)，主要用于氣相雙分子反應(yīng)。只有活化分子與活化分子碰撞才能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，這樣的碰撞叫做有效碰撞。理論要點(diǎn): 化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的

9、先決條件是反應(yīng)物分子間的相互碰撞。 只有活化分子發(fā)生的有效碰撞才能使反應(yīng)發(fā)生。 活化能是活化分子具有的最低能量與反應(yīng)分子的平均能量之差。即：Ea = Ec = E1 E平 發(fā)生反應(yīng)的兩個(gè)基本前提： 發(fā)生碰撞的分子應(yīng)有足夠高的能量 碰撞的幾何方位要適當(dāng) 在一定溫度下，反應(yīng)的活化能越大，活化分子的分子百分?jǐn)?shù)越小，活化分子越少，有效碰撞次數(shù)就越少，因此化學(xué)反應(yīng)速率越慢； 反應(yīng)的活化能越小，活化分子的分子百分?jǐn)?shù)越大，活化分子越多，有效碰撞次數(shù)就越多，化學(xué)反應(yīng)速率越快。 除了要考慮反應(yīng)物分子間的碰撞頻率和反應(yīng)物的活化能外，還要考慮碰撞時(shí)分子的空間取向?；罨肿右l(fā)生有效碰撞，它們彼此間的取向必須適當(dāng)。 反應(yīng)速率與碰撞頻率Z，分子有效碰撞分?jǐn)?shù)f，以及方位因子p有關(guān)二、過(guò)渡狀態(tài)理論 過(guò)渡狀態(tài)理論認(rèn)為: 化學(xué)反應(yīng)并不是通過(guò)反應(yīng)物分子的簡(jiǎn)單碰撞完成的，而是反應(yīng)物分子要經(jīng)過(guò)一個(gè)中間過(guò)渡狀態(tài)，形成活化配合物。反應(yīng)物與活化配合物之間很快達(dá)到化學(xué)平衡，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率由活化配合物的分解速率決定。 反應(yīng)過(guò)程可表示為：快慢 過(guò)渡態(tài)理論是1935年由艾林(Eyring)和波蘭尼（Polany)等