普通化学化学反应速率市公开课获奖课件

1、普 通 化 学主讲： 李琼芳GENERAL CHEMISTRY1第1页第1页第三章 化学反应速率主讲： 李琼芳10/10/2第三章 化学反应速率第2页第2页教学目的1.理解化学反应速率表示办法及基元反应、简朴反应、复杂反应等基本概念。2.理解浓度对反应速率影响；掌握质量作用定律、速率方程及反应级数等。3.理解温度对反应速率影响；掌握阿仑尼斯方程应用。4.理解催化作用原理和反应碰撞理论。3第3页第3页 各种化学反应速率极不相同，即使对同一化学反应，条件不同，化学反应速率也不相同。比如Cl2和H2见光就爆炸生成HCl，不见光则几乎不能反应；Fe和盐酸很快就能反应，而石油和煤形成则需要漫长时间，环境

2、污染中白色污染，其降解需要几十年甚至更长时间。由此可知，一些为人们所需要化学反应，往往因为反应速率太慢而无法加于利用，为此，就必须设法提升化学反应速率。比如，合成氨反应，在常温常压，反应进行非常迟缓，依据动力学规律，只要控制反应条件，用铁作催化剂，在720770K和高压下，反应就能较快地进行，从而达到提升产率目标。而对那些危害性反应，比如橡胶、塑料老化，金属设备腐蚀等，则需要设法克制或减缓其进行，以降低损失。因此，研究化学反应，不但需要考虑它发生可能性而且要研究怎样实现这个反应，研究反应速率和反应机理。这就是化学动力学研究内容。4第4页第4页第一节 化学反应速率概念 一、化学反应速率表示办法二

3、、化学反应速率测定办法5第5页第5页一、化学反应速率表示办法以单位时间内反应物浓度减少或生成物浓度增长表示： 式中 表示平均反应速率；t表示从t1到t2时间间隔； c表示从时间t1到t2这段时间内物质浓度由c1到c2改变。浓度若用mol/L，时间分别用h、min、s，则反应速率单位分别为mol / Lh、 mol /L min、 mol /L s。6第6页第6页比如：在340K时，N2O5热分解反应： 2N2O5 = 4NO2 + O2 以不同物质表示平均化学反应速率为： 7第7页第7页t0t0t0对普通化学反应： aA + bB = dD + eE瞬时速率：t08第8页第8页1.首先测定化学

4、反应中某物质在不同时刻浓度。2.依据试验数据，画出浓度随时间改变曲线，即c-t曲线。3.在时间t时，确定曲线上斜率绝对值，即为t时化学反应速率。 比如：在340K时，将0.160 mol N2O5放在1L容器中，测定其浓度随时间改变试验数据下列表： N2O5分解反应速率（340K）二、化学反应速率测定办法9第9页第9页以c（N2O5）为纵坐标，t为横坐标，得c-t图 t (时间/min) 反应物N2O5浓度随时间改变曲线0.1600.0400.1200.0800.0562.0斜率=v（ N2O5 ）=0 1 2 3 4N2O5浓度/molL-110第10页第10页第二节 浓度对化学反应速率影响

5、 一、反应机理 二、质量作用定律和速率方程 三、反应级数 11第11页第11页一、 化学反应机理化学反应所经历路径叫做反应机理（或反应历程）H 2 O 2 + 2H+ + 2Br - = Br 2 + 2H 2 O（1） H+ + H 2 O 2 = H 3 O 2 + 快反应（2） H 3 O 2 + + Br - = H 2 O +HOBr 快反应（3） HOBr + H+ + Br - = H 2 O + Br 2 慢反应12第12页第12页化学反应速率快慢主要由反应速率最慢基元反应（称为决速环节）决定。由反应物分子一步就能转化为生成物分子反应称为基元反应。一个化学反应只含有一个基元反应

6、称为简朴反应。如： CO(g) + NO 2(g) = CO 2(g) + NO(g)由两个或两个以上基元反应构成化学反应称为非基元反应或复合(杂）反应。13第13页第13页质量作用定律：在其它条件不变时，基元反应速率与各反应物以反应系数为指数浓度乘积成正比。CO(g) + NO2 (g) = CO 2(g) + NO(g)v=kc(CO)c(NO2) a A + b B = c C + d Dv = kca(A)cb(B) 注意：质量作用定律只适合用于基元反应。二、 质量作用定律和速率方程14第14页第14页反应速率方程中百分比常数k称为速率常数。 k取决于反应本性， k值大小与反应活化能E

7、 a相关，活化能越小， k值越大，活化能越大， k值越小。 k与浓度无关。k随温度而变，通常温度升高， k值增大。15第15页第15页复合反应速率方程：2N2O5(g) = 4NO2(g) + O2 (g)其速率方程为：v =kc(N2O5) a A + b B = c C + d D其速率方程为： v= kcm(A)cn(B)例3-1：有一化学反应：aA+bB=C，在298K时，将A、B溶液按不同浓度混合，得到以下试验数据：16第16页第16页求该反应速率方程及速率常数。解：由试验1、2组数据及速率方程式得： / 得：m=117第17页第17页同理可得：n=2k=1.210-2 L2mol-

8、2s-1三、 反应级数反应物A反应级数为m，反应物B反应级数为n，。m + n + 称为该反应级数。18第18页第18页反应级数能够是整数，也能够是分数或是零。一级一级零级一些化学反应速率方程和反应级数19第19页第19页第 三 节 温度对化学反应速率影响 一、范特霍夫（Vant hoff）规则 二、阿仑尼乌斯（Arrhenius）公式20第20页第20页一、范特霍夫（Vant hoff）规则范特霍夫依据大量试验事实归纳出一条近似规律：温度每升高10C，反应速率将大约增长到本来24倍。k(t+10)kt=r r=24式中， kt和k(t+10)分别表示某一化学反应在温度t C和(t+10)C时

9、速率常数；r表示温度每升高10 C时反应速率增长倍数，称为温度系数，它能大体反应温度对反应速率影响程度大小。21第21页第21页假如温度升高是从t C(t+10n) C,n为10 C倍数，则范特霍夫规则公式可写成：例：某一化学反应，当温度每升高10 C时，反应速率是本来4倍(温度系数r=4)，当温度从20 C升高到80 C时，其反应速率提升了多少倍？解：依据范特霍夫规则：k(t+10 6)kt=r6=4096 提升了4096倍依据范特霍夫规则能够粗略预计化学反应随温度改变时反应速率大小，但不能进行严格定量计算。22第22页第22页二、 阿仑尼斯(Arrhenius)公式对于化学反应速率随温度改

10、变定量关系，瑞典化学家阿伦尼乌斯在1889年提出一个经验公式指出，化学反应速率常数与热力学温度成下列指数关系：23第23页第23页两边取对数后得：lnk = + lnA 或 ： lgk = + lgA这个公式称为阿伦尼乌斯公式（后两个称为对数形式阿伦尼乌斯公式）。式中k表示速率常数；Ea为活化能；R为抱负气体常数；T为热力学温度；A为指前因子或频率因子。指数 本身无量纲。A单位同k。24第24页第24页1. 计算化学反应活化能 测定了某化学反应在不同温度T1、T2速度常数k1、k2，便可求得该反应活化能。lgk1 = + lgA (1)lgk2 = + lgA (2)(2)- (1)： lgk

11、2 - lgk1 = 25第25页第25页例1 对下列反应： 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2(g)通过试验测得：T1=300K时，k1=2.810-5 Lmol -1s -1；T2=400K时， k2=7.010-1 Lmol -1s -1 。求反应活化能和频率因子。解：将T1、 T2 、 k1 、 k2试验数据代入公式：E a = 101 kJ mol -1 将E a 、T1、 k1 （或T2 和 k2）代入公式：lgk = + lgAA = 7.81012 Lmol -1s -126第26页第26页2. 计算不同温度下速率常数例2 某化学反应活化能E a = 114 kJ

12、 mol -1 。在T1=600K时，试验测得k1=0.7510-5 Lmol -1s -1 ，据此，计算该化学反应在700K时速率常数。解：将试验数据代入公式：得： k2=20 Lmol -1s -1 27第27页第27页第四节 反应速率理论简介 一、有效碰撞理论 二、过渡状态理论28第28页第28页一、 有效碰撞理论 发生化学反应必要条件是反应物分子间必须进行碰撞。 只有少数碰撞能够发生化学反应，这种能发生化学反应 碰撞称为有效碰撞。 能够发生有效碰撞分子称为活化分子。1. 活化分子百分数 化学反应速率与活化分子百分数成正比。29第29页第29页2. 活化能 普通分子变成活化分子至少吸取能

13、量称为活化能。E E a AE E* 能量 分子能量分布曲线含有一定能量分子百分数/% 同一化学反应，在同一温度下，分子能量分布曲线是一定，活化分子百分数也是一定；同一反应在不同温度下，分子能量曲线是不同，活化分子百分数也不相同，不过，化学反应中活化分子所含有最低能量E*不随温度而变。 E a = E* - E 30第30页第30页活化能特性：1.活化能大小由化学反应本性决定。温度改变对活化能影响幅度很小，普通不予考虑。催化剂对活化能影响幅度较大，这主要是催化剂加入改变了化学反应机理缘故。2.活化能大小对化学反应速度起着决定性作用。活化能越小，反应速率越大；活化能越大，反应速率越小。二、过渡状

14、态理论(又称为活化配合物理论）基本要点：当两个含有足够能量反应物分子互相碰撞时，分子化学键要通过重排，能量要通过重新分派，首先形成一个过渡状态活化配合物，然后含有较高能量活化配合物不稳定，不久分解，实现从反应物分子变为产物分子转化。31第31页第31页CO(g) + NO 2(g) CO 2(g) + NO(g)673K整个反应可表示为：CO(g) + NO 2(g) ON O CO CO 2(g)+NO(g) 吸取能量 放出能量放出能量 吸取能量势能反应过程E a正E a逆QCO + NO 2CO 2 + NOABEAEBE* O CO O N 反应要通过三个过程:1.反应物分子必须发生定向

15、碰撞，才有也许形成活化配合物。2.含有较高能量分子在碰撞过程中将动能转变为势能，形成活化配合物。活化配合物极不稳定，能迅速分解。3.活化配合物既能够分解为产物分子也可分解为反应物分子。32第32页第32页第五节 催化作用一、催化剂和催化作用 二、催化作用特点三、均相催化和非均相催化（1）均相催化反应 （2）多相催化反应 四、酶催化反应33第33页第33页一、催化剂和催化作用 凡能加快化学反应速率而本身构成、质量和化学性质在反应前后基本保持不变物质。1.催化作用原理 催化剂改变了化学反应机理，催化剂与反应物中一个或几种物质作用，首先生成中间化合物，而这种中间化合物又与另外反应物作用或本身分解，重

16、新释放出催化剂并形成新产物。A + K AKAK + B AB + K34第34页第34页 A BEa E1 E2 Ea AB + KA+B+K能量反应过程图3-4 非催化反应与催化反应活化能比较A + K AKAK + B AB + K催化作用原理：由于催化剂加入，改变了化学反应机理，降化了反应活化能，从而加快了化学反应速率。35第35页第35页2.催化剂特点催化剂只能改变反应速率，不能改变反应方向。催化剂含有高选择性。O催化剂含有高效性36第36页第36页二、催化作用类型1.均相催化反应NO(g)H+(aq)2.多相催化反应（复相催化反应）Fe(s)3.酶催化反应本章结束 37第37页第3

17、7页本章结束 请大家共同来完成下列练习题38第38页第38页一、判断题：1. 对所有化学反应，反应速率大小都与反应物浓度有关。（ ）2. 浓度对化学反应速率影响，主要是影响活化分子百分数。（ ）3. 升高温度，可使正、逆反应速率同时加紧，但加紧倍数不同。（ ）4. 化学反应速率方程式可按照化学反应方程式直接写出。（ ）5. 催化剂既能减少正反应活化能，也能够减少逆反应活化能。（ ）39第39页第39页6. 催化剂选择性在于它改变了化学反应始、终态。（ ）7. 反应级数不同化学反应，其速率常数单位也不相同。（ ）8.当Ea ,正 Ea ,逆时，该反应为吸热反应。（ ） 9. 化学反应级数等于反应

18、方程式中反应物计量系数之和。（ ）40第40页第40页二、选择题：1. 某化学反应在700K时速率常数为20 Lmol-1 s-1 ，则该反应一定是（ ）。A 零级反应 B 一级反应 C 二级反应 D 三级反应C2. 某一反应方程式中，若反应物系数刚好是速率方程中积各物质指数，则该反应（ ）。A 一定是基元反应 B 一定不是基元反应C 不一定是基元反应3. 已知反应 A（g） + 2B（g） C（g）速率方程为v=kc(A)c2(B)。下列情况中反应速率最大应是（ ）。A A浓度减半 B B浓度减半C A、B浓度各减半CA41第41页第41页4. 下列反应属均相催化反应是（ ），属多相催化反应是（ ）。BA、C5. 基元反应 A + B = C ，若c（A）增长一倍，则v亦增长一倍，这是由于（ ）。A. Ea减小一倍 B. 有效碰撞增长一倍C. k增长一倍 D. 反应物能量增长一倍B42第42页第42页6. 简朴反应 2A + B = D ，其速率方程式为（ ）。A. v = kc2(A)c(B) B. v = kc2(A)C. v= kc(D) D. v =