基礎(chǔ)化學(xué)化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡2.1

化學(xué)反應(yīng)速率2.1化學(xué)反應(yīng)速率2.1.1化學(xué)反應(yīng)速率表示法

為了比較反應(yīng)的快慢必須引入化學(xué)反應(yīng)速率這一標(biāo)量1.化學(xué)反應(yīng)速率概念

單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度改變量的正值，或單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示濃度單位常用：mol·L-1

時間：S、min、

h氣相反應(yīng)速率：分壓·米-2恒容反應(yīng)：AB平均速率：瞬時速率：任一反應(yīng)：eE+fF=gG+hH2.1.2活化能與碰撞理論1.碰撞理論有效碰撞活化分子活化能：1mol活化分子比非活化分子所高出的能量值2.過渡狀態(tài)理論2.1.3影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：濃度、溫度、催化劑1.濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響質(zhì)量作用定律基元反應(yīng)：一步完成的反應(yīng)非基元反應(yīng)：幾步才能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應(yīng)1863年，挪威化學(xué)家在實驗基礎(chǔ)上提出質(zhì)量作用定律：基元反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率與有效濃度以及反應(yīng)分子數(shù)為乘冪的乘積成正比mA+nB→PC+qDυ=K(A)m(B)n反應(yīng)物濃度越大，V就越快K：速率常數(shù)K由反應(yīng)的性質(zhì)與溫度決定，與濃度無關(guān)速率方程式中各反應(yīng)物濃度的指數(shù)之和(m+n)為該反應(yīng)的反應(yīng)級數(shù)—可以整數(shù)、分?jǐn)?shù)或零零級反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)一個反應(yīng)的反應(yīng)級數(shù)由實驗測得，不能只從化學(xué)方程式的系數(shù)來推斷。在復(fù)雜反應(yīng)中，反應(yīng)是分步進(jìn)行的；其中最慢的一步為定速反應(yīng)。(例P31)放射性核衰變屬一級反應(yīng)（蔗糖水解也是一級反應(yīng)）一級反應(yīng)：υ=K（A）A0：初始濃度，At：時間t時濃度當(dāng)（A）t=時,t=t——半衰期通常用半衰期來表征核衰變速率快慢溫度是影響化學(xué)反應(yīng)的重要因素，各種化學(xué)反應(yīng)的速率和溫度的關(guān)系比較復(fù)雜，一般的反應(yīng)，隨溫度的升高，速率增大。早在1889年，阿累尼烏斯在總結(jié)大量實驗結(jié)果的基礎(chǔ)上，提出速率常數(shù)K與溫度之間的經(jīng)驗公式

Ea—反應(yīng)活化能R—氣體常數(shù)（8.314J·mol－1

·k－1)A—指前因子或頻率因子（單位同K）e—2.718T—溫度2.溫度對反應(yīng)速率的影響一般情況下，A和Ea在一定溫度區(qū)間內(nèi)為定值取對數(shù)Ea=2.303RT(lgA—lgk）不同的化學(xué)反應(yīng)有不同的活化能，若已知某反應(yīng)的活化能便可利用阿累尼斯公式計算不同溫度下的速率常數(shù)設(shè)某一反應(yīng)的速率常數(shù)在溫度T1，T2時分別為K1，K2則：………①

…………②①—②:3.催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響

許多化學(xué)反應(yīng)根據(jù)熱力學(xué)的計算是可能的反應(yīng),而實際上卻并不發(fā)生．氫和氧在室溫下幾乎不發(fā)生反應(yīng)，但只要在混合氣中加入微量的鉑粉，反應(yīng)便立即發(fā)生，而且反應(yīng)后鉑粉并沒有減少凡能改變反應(yīng)速率而它本身的組成和質(zhì)量在反應(yīng)前后保持不變的物質(zhì)，稱為催化劑正催化劑：加快化學(xué)反應(yīng)速率的物質(zhì)負(fù)催化劑：減慢化學(xué)反應(yīng)速率的物質(zhì)催化劑之所以能改變反應(yīng)速率，是因為它改變了原來反應(yīng)的途徑，降低了反應(yīng)的活化能．（解釋見Ｐ36圖２～11）從圖可看出:催化劑同等程度地加快正逆反應(yīng)的速率,不能改變反應(yīng)方向.由阿累尼烏斯公式可知,活化能Ea位于負(fù)指數(shù)冪,它的微小改變將使速率常數(shù)發(fā)生極大變化例生物體中許多酶具有巨大的催化能力,例淀粉酶2.2

化學(xué)平衡

對于一個化學(xué)反應(yīng),我們不僅關(guān)心它在一定條件下能否發(fā)生,如果這個反應(yīng)能夠發(fā)生,還必須知道它進(jìn)行到什么程度.一定條件下,不同的化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度是很不相同的,有些反應(yīng)進(jìn)行后反應(yīng)物幾乎完全變成了產(chǎn)物.但大多數(shù)反應(yīng)進(jìn)行到一定程度卻達(dá)到平衡狀態(tài).2.2.1可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡1.可逆反應(yīng):在同一條件下,既能向正反應(yīng)方向又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反映2.化學(xué)平衡:正逆反應(yīng)速率相等時,體系所處的狀態(tài)3.化學(xué)平衡狀態(tài)特征:P38前提、條件、標(biāo)志、動態(tài)平衡2.2.2平衡常數(shù)的涵義對于可逆反應(yīng):mA+nBpC+ｑＤ在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，有以下關(guān)系：1.化學(xué)平衡定律：在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，產(chǎn)物濃度系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度系數(shù)次方的乘積之比是一個常數(shù)2.書寫平衡常數(shù)關(guān)系式的規(guī)則①T一定，同一反應(yīng)化學(xué)平衡常數(shù)的表達(dá)式和數(shù)值決定于反應(yīng)方程式的書寫形式②純固體和純液體的濃度為定值（常數(shù)1），并入平衡常數(shù)Kｃ只與溫度有關(guān)③稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，水的濃度不寫入平衡常數(shù)關(guān)系式中。如果反應(yīng)中有氣相水或在非水溶劑中的反應(yīng)有水生成，則水必須寫入④氣體反應(yīng)，平衡常數(shù)K用Kp表示：Kp是用各物質(zhì)的平衡分壓表示的平衡常數(shù)Kc=Kp(RT)△n△n—反應(yīng)前后氣體計量系數(shù)之差3.復(fù)雜反應(yīng)的平衡常數(shù)—多重平衡規(guī)則

如果某個反應(yīng)可以表示為兩個或多個反應(yīng)的總和，則總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各分步反應(yīng)的平衡常數(shù)的乘積例K=K1

·K2例（P402-5)若為兩個反應(yīng)的相減，則4.平衡常數(shù)的物理意義①在一定溫度下，每一個化學(xué)平衡都有自己的特征常數(shù)②K值的大小是反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K正反應(yīng)趨勢,但K大并不意味著反應(yīng)速率越大③判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向用濃度商和分壓商判斷

濃度商Qc：某一反應(yīng)在任意狀態(tài)下產(chǎn)物的濃度系數(shù)次方的乘積，與反應(yīng)物濃度系數(shù)次方的乘積之比Qc和Kc表達(dá)式同，概念不同。Qc中各物質(zhì)濃度任意狀態(tài)下濃度商值，Kc是平衡狀態(tài)下濃度商值,Kc為一常數(shù)Qc＜Kc，反應(yīng)正向進(jìn)行Qc=Kc，處于平衡狀態(tài)Qc＞Kc，反應(yīng)逆向進(jìn)行分壓商Qp：反應(yīng)在任意狀態(tài)下產(chǎn)物的分壓系數(shù)的次方的乘積與反應(yīng)物分壓系數(shù)的次方的乘積之比Qc＜Kc

反應(yīng)正向進(jìn)行,Qc=Kc平衡狀態(tài)Qc＞Kc反應(yīng)逆向進(jìn)行2.2.3有關(guān)平衡常數(shù)的計算P41例計算轉(zhuǎn)化率，平衡時濃度2.2.4平衡常數(shù)的推廣（P43）2.3

化學(xué)平衡的移動

在討論化學(xué)平衡的時候，我們已知：化學(xué)平衡狀態(tài)并不意味著反應(yīng)停止進(jìn)行，而只是V正反應(yīng)=V逆反應(yīng)，反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度不再隨時間改變，它是一種平衡。其次，平衡是相對的，暫時的，一旦改變條件，平衡狀態(tài)就遭到破壞。可逆反應(yīng)從暫時的平衡變?yōu)椴黄胶?，?jīng)過一段的時間，在新的條件下又建立新的暫時平衡狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡移動定義（P43）2.3.1影響化學(xué)平衡移動的因素主要是濃度、溫度、壓力等1.濃度對化學(xué)平衡的影響以合成氨為例，討論濃度改變對平衡移動的影響：