化学反应速率ppt

1、化学反应速率化学反应速率一、速率的表示方法一、速率的表示方法二、速率方程二、速率方程质量作用定律质量作用定律三、三、 ArrheniusArrhenius方程方程四、反应速率从理论简介四、反应速率从理论简介*化学反应速率及表示方法化学反应速率及表示方法1定义：定义： 表示某时刻反应进行的快慢表示某时刻反应进行的快慢。2表示方法：表示方法： 平均速率平均速率单位时间内某物质浓度的改变，单位时间内某物质浓度的改变，单位单位molL-1s-1。例：例： 2A + B2 2AB vA cA /t vB cB /t vAB cAB /t对同一个反应速率一致，则要将反应式中的计量对同一个反应速率一致，则要

2、将反应式中的计量系数考虑进去：系数考虑进去： vA cA /2t cB /t cAB / 2t 1、基元反应、基元反应基元反应（基元反应（elementay reaction）也称为简单反）也称为简单反应，反应物分子间相互作用直接一步转化生成应，反应物分子间相互作用直接一步转化生成产物的反应。产物的反应。例例 NO2 + CO NO + CO2 2NO2 2NO + O2 2、非基元反应、非基元反应*有两个或两个以上基元反应组成的化学反应，有两个或两个以上基元反应组成的化学反应，也称为总反应（也称为总反应（overall reaction）。）。常见的非基元反应有连续反应、平行反应（有常见的非

3、基元反应有连续反应、平行反应（有机化学的反应中常见）等。机化学的反应中常见）等。 k1 k2 A = B P k-1第一步是可逆的，第二步反第一步是可逆的，第二步反 应慢应慢。 k1 k2 AB P 两步都不是可逆的两步都不是可逆的。 k1 A B 平行反应平行反应 k2 C 非基元反应的速率与反应中的控制步骤有关。决非基元反应的速率与反应中的控制步骤有关。决定总反应速率的步骤称为控速步骤。定总反应速率的步骤称为控速步骤。 3、质量作用定律、速率方程、质量作用定律、速率方程从实验可知，增加反应物浓度，反应速率加快。从实验可知，增加反应物浓度，反应速率加快。简单反应的反应速率与反应物浓度之间的定

4、量关简单反应的反应速率与反应物浓度之间的定量关系称为质量作用定律。系称为质量作用定律。一定温度下，化学反应速率和反应物浓度方次一定温度下，化学反应速率和反应物浓度方次的乘积成正比，反应物浓度的方次数等于化学的乘积成正比，反应物浓度的方次数等于化学反应式中各相应物质的计量系数。这个关系称反应式中各相应物质的计量系数。这个关系称为为质量作用定律质量作用定律。某一基元反应某一基元反应 aA + bB gG + hH该反应的质量作用定律表达式该反应的质量作用定律表达式 v kAaBb kCAaCBb式中式中a和和b是反应物是反应物A、B的计量系数，的计量系数，k是比例是比例常数，称为常数，称为速率常数

5、速率常数。k是温度的函数。浓度改变不会影响是温度的函数。浓度改变不会影响k值。值。当当AB1mol/L，则，则vk，所以，所以k是反应物是反应物浓度均为单位浓度时的反应速率。浓度均为单位浓度时的反应速率。k值大小可反映出该反应的值大小可反映出该反应的v大小，与反应的本大小，与反应的本质有关，有量纲。质有关，有量纲。质量作用定律也称速率方程，质量作用定律也称速率方程，a、b 数值可反映出数值可反映出浓度改变对化学反应速率影响程度的高低，称为浓度改变对化学反应速率影响程度的高低，称为A、B的反应级数，的反应级数，a+b是总反应级数。是总反应级数。必须指出，必须指出，质量作用定律只适用于基元反应。质

6、量作用定律只适用于基元反应。反应级数与速率方程的关系反应级数与速率方程的关系反应级数反应级数 反应速率方程表达式反应速率方程表达式 速率常数的量纲速率常数的量纲 0 v kcoA k molL-1s-1 1 v kcA s-1 2 v kcAcB mol-1Ls-1 3 v kc3A ，v kc2AcB ， mol-2L2s-1 对于对于n级反应级反应k的量纲为：的量纲为：mol-(n-1) L(n-1)s-1 1 1、 Arrhenius方程方程18891889年瑞典化学家年瑞典化学家Arrhenius提出了提出了温度温度和反应和反应速率常数之间的关系式，称为速率常数之间的关系式，称为Arr

7、henius方程式方程式： k Ae-Ea / RT 其中：其中：A指前因子；指前因子；e自然对数；自然对数；Ea反应反应的活化能；的活化能；T反应的温度；反应的温度；R气体常数。气体常数。2、 Arrhenius方程的应用方程的应用计算反应的活化能：计算反应的活化能：假定某一反应，在温度假定某一反应，在温度T1和和T2时的速率常数分别为时的速率常数分别为k1和和k2，则可以导出下，则可以导出下列关系式：列关系式： k1 Ea(T1-T2) ln k2 RT1T2分子的能量分布曲线分子的能量分布曲线 例例1：在：在298K，Ea100 kJmol-1，vkAB，解答下列问题解答下列问题（1）A

8、、B各增加各增加10%，v增大多少？增大多少？（2）T10，T2308K，v增大多少？增大多少？（3）Ea50 kJmol-1，T10，v增大多少？增大多少？解：解：（1 1）vkABkA+0.1AB+0.1B k1.1A1.1B1.21 kAB（2） lnk2/k1Ea(T2 T1)/RT1T2 1000100(308298)/8.314308298 1.3 k2/k13.67（3） Ea 50 kJmol-1，与（，与（2）相同做法得到：）相同做法得到： k2/k11.9从例题中得到的结果可见：温度增加相同数值从例题中得到的结果可见：温度增加相同数值时，活化能高的反应速度增加得多，即活化能

9、时，活化能高的反应速度增加得多，即活化能高的反应受温度影响的程度大。高的反应受温度影响的程度大。一、碰撞理论一、碰撞理论化学反应发生的首先是反应物分子之间要互相化学反应发生的首先是反应物分子之间要互相碰撞，碰撞，能发生反应的碰撞称为有效碰撞。能发生反应的碰撞称为有效碰撞。发生有效碰撞的分子为活化分子发生有效碰撞的分子为活化分子。 反应活化能越大，活化分子所占的百分数就越反应活化能越大，活化分子所占的百分数就越少，因而反应速率就慢。反之，如果活化能少，因而反应速率就慢。反之，如果活化能越小，反应速率就越大。越小，反应速率就越大。 f = e-Ea / RT f为能量因子，发生反应的分子具有的能量

10、因素。为能量因子，发生反应的分子具有的能量因素。要产生要产生有效碰撞有效碰撞，反应物分子除了具有足够能，反应物分子除了具有足够能量外，碰撞时还一定要有适当的取向，否则即量外，碰撞时还一定要有适当的取向，否则即使以极高速率碰撞，也可能是使以极高速率碰撞，也可能是无效无效的。取向因的。取向因子为子为P。 v = Z*P*f = Z*P* e -Ea / RT由此可知：能量由此可知：能量Ea越高，反应速率越小，原因越高，反应速率越小，原因是是活化分子数目少，可能发生有效碰撞的活化分子数目少，可能发生有效碰撞的次数少，速率低。次数少，速率低。例如：例如：反应实例反应实例 过渡态理论过渡态理论又称活化络合物理论。又称活化络合物理论。理论认为：化学反应并不是通过的反应物之间理论认为：化学反应并不是通过的反应物之间的简单碰撞完成，而是必须经过一个中间过渡的简单碰撞完成，而是必须经过一个中间过渡状态。状态。某反应：某反应： A+BC ABC AB+C ABC称为中间态称为中间态活化络合活化络合物。正反应的活化能为物。正反应的活化能为Ea1，逆反应的活化能为，逆反应的活化能为Ea2 。反应物要成为活化络合物，它的能量必须比反反应物要成为活化络合物，它的能量必须比反应物的能量高出应物的能量高出E Ea1，E Ea1就是反应的活化能。就是反应的活化能。 过渡状态中的能量关系过渡状态中的能量关