化学反应的方向速率和限度市公开课获奖课件

1、第 2 章化学反应方向、 速率和程度 2.1 化学反应方向 2.2 化学反应程度 2.3 化学平衡移动 2.4 化学反应速率第1页第1页2.1 化学反应方向第2页第2页1、自发过程与非自发过程不需要环境向体系做非体积功就能发生过程必须靠环境对体系作非体积功才干进行过程自发过程非自发过程第3页第3页自发过程共同基本特性：(1) 自发过程含有单向性。 状态2状态1自发过程非自发过程第4页第4页高处水低处水高温物体低温物体高压气体低压气体Zn+CuSO4Cu+ZnSO4自发流动抽水机自发传热致冷机自发流动抽气机自发反应电解第5页第5页(2) 自发过程含有作功能力。 高处水低处水高温物体低温物体高压气

2、体低压气体Zn+CuSO4Cu+ZnSO4自发流动推动水轮机做功自发传热推动热机做功自发流动推动风车做功自发反应设计电池做功第6页第6页(3) 自发过程有一定程度。 等温物体等温物体传热过程终止达到热平衡等压气体等压气体流动过程终止达到力平衡Zn+CuSO4Cu+ZnSO4反应终止正反应速度逆反应速度达到化学平衡第7页第7页2、影响化学反应方向原因反应方向与反应热贝赛洛经验规则:在没有外界能量参与下,化学反应总是朝着放热更多方向进行.放热越多，能量降越低,化学反应越彻底。如：C(s)+O2(g) = CO2(g) rHm = -393.51kJmol-1H2(g)+1/2O2(g) = H2O

3、(g)rHm = -241.84kJ mol-1热是决定过程方向主要原因。 第8页第8页但是在现实中有不少吸热过程也是自发过程。比如NH4Cl(s) = NH3(g) +HCl (g) rHm = 176.91kJmol-1热不是决定过程方向唯一原因。H2O(s) = H2O(l) rHm = 6.01kJmol-1第9页第9页在不同状态下，组成系统微观粒子运动混乱程度不同如冰融化、氯化铵分解，系统混乱度都增长了反应方向与系统混乱度大量事实表明：混乱度增大是除热以外决定过程方向另一原因。第10页第10页熵概念初步熵（S）熵是用于度量混乱度物理量熵是状态函数, 是广度性质.单位 JK-1第11页

4、第11页热力学第三定律在0K时，任何纯物质抱负晶体熵值等于零。 S0 = 0以0 K纯物质完整晶体为始态,能够通过试验求得物质在其它状态熵值 要求熵：按照热力学第三律要求，通过试验求得物质在一定状态熵值第12页第12页原则摩尔熵Sm单位 JK1mol1 1摩尔物质原则熵原则熵物质在原则状态要求熵S单位 JK1 原则摩尔反应熵 在原则态下反应进度为1摩尔时化学反应熵变 r Sm单位JK1mol1 摩尔熵Sm=S/n单位 JK1mol1 第13页第13页(1) 物质含微粒越多，结构越复杂，熵值越大。 (2) 混合物比相应纯净物熵值大。 原则摩尔熵值大小普通规律： 第14页第14页(4) 同一物质体

5、积越大，熵值越大。 (5) 同一物质不同聚集态中， 气态液态固态熵值相对大小普通规律： 原则摩尔熵值大小普通规律： (3) 同一物质，温度越高，熵值越大。 第15页第15页课堂练习： Br2(l) 、Br2(g) Ar(0.1kPa) 、Ar(0.01kPa) HF(g) 、HCl(g) CH4(g) 、C2H6(g) NH4Cl(s)、NH4I(s) HCl(g,298K) 、HCl(g,1000K) 试判断下列过程S是正还是负。 冰融化成水 炸药爆炸 丙烷燃烧 C3H8(g) +5O2(g) =3CO2(g) + 4H2O(g)合成氨反应 N2(g) +3H2 (g)= 2NH3(g)从溶

6、液中析出结晶(+)(+)(+)()() 从下列各对物质中选出有较大混乱度物质（均为1mol）。除 已注明条件外， 每对物质都含有相同温度和压力 。第16页第16页d D + e E g G + h HrSm rSm =gSm (G) + hSm (H)- dSm (D) - eSm (E)rSm = BSm (B) 原则摩尔反应熵计算 化学反应熵变第17页第17页Sm 213.6 69.94 228.0 205.0 rSm = B Sm （B）= (6)213.6 + (6)69.94 + 228.0 + 6205.0 JK1mol1= 243.24 JK1mol16CO2(g) + 6H2O

7、(1)= C6H12O6(s) + 6O2(g)例 计算下面反应在298.14K原则摩尔反应熵第18页第18页NH4Cl(s) = NH3(g) +HCl (g) rSm = 284.94Jmol-1K-1 rHm = 176.91kJmol-1熵增自发CaCO3(s) = CaO (s) +CO2(g) rSm = 160.59Jmol-1K-1 rHm = 177.9kJmol-1熵增非自发,高温变为自发Fe(s) +3/2O2(g) = Fe2O3 (s) rSm = -271. 9Jmol-1K-1熵减自发第19页第19页例 试计算下列反应在298K时rHm rSm ，并阐明能否由计算

8、结果判断反应方向。 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) N2(g) + O2(g) = 2NO(g)fHm(kJmol-1) 0 0 -46.11 0 0 90.25Sm(JKmol-1) 191.5 130.57 192.3 191.5 205.03 210.65第20页第20页解： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) N2(g) + O2(g) = 2NO(g)第21页第21页Gibbs（Qosiah Willard Gibbs,1839-19）美国物理化学家第22页第22页G是由几种状态函数组合而成， G = H TS 定义式因此G是一个状态函数，是一个广度性

9、质。单位：J、kJ.吉布斯自由能(G)第23页第23页G = G2 G1对于指定始终态，Gibbs自由能改变G 是定值，与路径无关。 （由于焓绝对值当前尚无法求得）Gibbs自由能G绝对值尚无法求得但G是能够通过试验求得第24页第24页自发过程Gibbs自由能判据等温等压且系统不做非体积功过程G 0 自发过程G 0 非自发过程G 0 系统处于平衡可见，等温等压自发过程，系统总是朝着Gibbs自由能减少方向进行第25页第25页化学反应是否自发判据rG m0 化学反应正向自发进行rG m 0 化学反应正向非自发rG m 0 系统处于平衡单位：J/mol，kJ/molrG m 摩尔吉布斯自由能变rG

10、 m 原则摩尔吉布斯自由能变第26页第26页原则摩尔生成吉布斯自由能(fG m) 在指定温度T 和100 kPa下, 由最稳定单质生成1摩尔指定化合物时自由能变。 定义：比如,298K时rGm = fGm(CH3OH(l)=-116.4kJ/mol第27页第27页d D + e E g G + h HrGm rGm =gfGm (G) + hfGm (H)- dfGm (D) - efGm (E)rGm = BfGm (B) 第28页第28页6CO2 (g) + 6H2O (g) =C6H12O6 (s) + 6O2(g)由反应fGm计算这个反应在298.15K和原则态下能否发生？解： 该反应

11、正向不能发生 例 下面反应第29页第29页定压下反应自发性类型类型 任何温度下均为自发过程任何温度下均为非自发过程非自发过程自发过程自发过程非自发过程rHm rSm rGm 反应情况 低温： 高温： 低温： 高温： 1 3 24第30页第30页温度对化学反应方向影响r Gm = r Hm Tr Sm当r Hm与r Sm同号时，有反应方向转化温度T 转= r Hm / r Sm第31页第31页 例 已知反应 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)求反应正向自发进行最低温度。第32页第32页注意由吉布斯自由能判断反应能发生,但实际由于反应速度太慢等原因,以致很长时间观测不到反应进行如

12、:fGm(NO2(g)=+51. 99kJ/molfGm(NO(g)=+86. 69kJ/mol第33页第33页注意温度对rHm基本无影响,但对rGm影响很大,还改变了正负第34页第34页3、化学反应方向判断（1）r Gm和反应方向判断r Gm = r Hm Tr SmrGm = BfGm (B) 第35页第35页 例 已知反应 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)求反应在298K时rGm及反应方向。解：r Gm 0，反应逆向自发 第36页第36页反应式 d D + e E = g G + h H J =当各物质是溶液中溶质时J称为指定反应式反应商化学反应等温方程式c(D),

13、c(E), c(G), c(H) 浓度 molL-1相对浓度c/cc 原则态浓度 1molL-1（2）r Gm和反应方向判断第37页第37页J =反应商表示式书写要点1、纯固体、纯液体、溶剂不写入表示式2、指明反应式相对压力p/pp 原则态压力 100kPagG(g) +hH(g)d D(g) +e E(g)气体反应第38页第38页-化学反应等温方程式上式表明,一定温度压力下,rGm与r Gm和J之间关系依据上式能够判断任意状态下反应自发进行方向 rG m、 r Gm温度必须一致r Gm = r Gm +RT lnJ 第39页第39页例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应方程

14、式为MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(l) 试问在298K原则态时, 反应能否自发发生?解：MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(l) -464.8 0 -131.17 -228 0 -237.19故在298K原则态下，该反应不能自发进行。第40页第40页例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应方程式为MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(2) 若用12.0molL-1HC

15、l，其它物质仍为原则态, 298.15K反应能否自发发生?（2）用12.0 molL-1HCl时=24.8103+8.314298.15ln(3.3010-7)=-12.2kJmol-10反应正向自发r Gm = r Gm +RT lnJ 第41页第41页注意等温等压下，反应能否自发判据：原则状态下，反应能否自发判据：第42页第42页课堂练习: 既然水结冰是熵减小过程，那么为何在 低温下水却能自发结冰？H2O (l) H2O(s) 水即能自发结冰mrHTrSmDrHm0 rSm0rG m0 时反应自发进行 rGm = rHmT rSm第43页第43页判断 : 放热反应是自发。 对于S0 反应，

16、高温下非自发。反应产物分子数比反应物多，则反应rS必是正值。必须指明是同一物态C3H8(g) +5O2(g) =3CO2(g) +4H2O(l)最稳定单质fHm、 fGm 、 rSm 皆为零。 最稳定单质 rSm 0 只是标态时不能自发进行。 但凡自发反应都是快速反应。 热力学未包括时间原因。反应rGm 0 , 该反应永远不能自发进行。 第44页第44页2.2 化学反应程度 第45页第45页可逆反应(reversible reaction)在同一条件下，反应既能正向进行又能逆向进行反应。1、化学平衡及特性第46页第46页化学平衡V+VV+ = vv（速率）t (时间) v正 = v逆 0 各物

17、质浓度不再改变 动态平衡平衡浓度(3) 条件改变平衡移动第47页第47页Kc 化学反应式 c C + d D = x X + y Y试验平衡常数2、化学平衡常数c(D), c(C),c(X), c(Y)平衡浓度 molL-1Kc-浓度平衡常数第48页第48页Kp 化学反应式 c C + d D = x X + y Yp(D), p(C), p(X), p(Y) 平衡分压Kp-压力平衡常数若x+y=d+c,Kc,Kp无量纲;若x+yd+c,Kc,Kp有量纲;第49页第49页关于平衡常数一些阐明：（1）平衡常数是表征化学反应程度一个特性值。平衡常数越大，表示反应达平衡时正反应进行得越完全。（2）在

18、一定温度下，不同反应各有其特定平衡常数。（3）平衡常数值与反应式书写相关。（4）平衡常数值与温度相关。（5）平衡常数值与各物质初始浓度、分压无关。（6）试验平衡常数普通有单位。第50页第50页解 例 下面反应在1000K下达到平衡，求Kp。C(s) + H2O(g) = CO(g)+ H2(g)平衡分压/105 Pa0.38 0.63 0.63K p= 1.0105 Pa第51页第51页解 例 下面反应在1000K下达到平衡，求Kc。C(s) + H2O(g) = CO(g)+ H2(g)平衡浓度/10 -3 molL-14.6 7.6 7.6K c= 1.210 -2 molL-1第52页第

19、52页原则平衡常数(平衡常数)K相对浓度和相对压力相对浓度c/c相对压力p/pc 原则态浓度 1molL-1p 原则态压力 100kPad D(g) +e E(g)a A(g) + b B(g)第53页第53页d D(aq) +e E(aq)a A(aq) + b B(aq)注意原则平衡常数没有压力平衡常数和浓度平衡常数之分平衡常数大小表明化学反应进行程度.平衡常数大小首先决定于化学反应本性,另一方面与温度相关,与浓度无关.K无单位K=第54页第54页例： N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力： 4.17 12.52 3.57 (106 kPa)求试验平衡常数与原则平衡

20、常数结论：标准平衡常数无量纲，数值上与试验平衡常数往往不同。第55页第55页书写和应用原则平衡常数应注意平衡常数表示式要与一定化学方程式相对应。同一反应，若方程式书写形式不同，平衡常数表示式也不同。N2+3H2 2NH31/2N2+3/2H2 NH3K2= (K1)1/2第56页第56页化学反应中有纯固体、纯液体参与时，在平衡常数表示式中不写出。CaCO3(s) CaO (s)+CO2(g)K=书写和应用原则平衡常数应注意第57页第57页在水溶液中进行反应，水浓度可视为常数，在平衡常数表示式中不写出。如：Cr2O72-+H2O CrO42-+H+K=书写和应用原则平衡常数应注意第58页第58页

21、在非水溶液中进行反应，水浓度不可视为常数，在平衡常数表示式中必须写出。如 C2H5OH+CH3COOH CH3COOC2H5+H2O书写和应用化学平衡常数应注意K=第59页第59页多重平衡规则若两个或多个反应，平衡常数分别为K1， K2， K3，这几种反应之和为一总反应，则 K总= K1K2 K3若一个反应可表示为两个反应之差，则 K总= K1/K2注：所有平衡常数都必须是相同温度第60页第60页例 已知25时反应解：反应 + 得：= 0.450.051=0.0232BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) 。I2(g)+Br2(g) 2IBr(g) =0.051计算反应

22、2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g) =0.452BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)第61页第61页例 已知下列反应在1123K原则平衡常数：(1) C(gra) + CO2(g) = 2CO(g) K1 = 1.31014(2) CO(g) + Cl2(g) = COCl2(g) K 2= 6.0103试计算下面反应在1123K时K3 (3) 2 COCl2(g) = C(gra) + CO2(g) + 2Cl2(g) 解 （3）= （1）2（2） 故K3 = （ K1 ）1（ K 2 ）2= （1.31014）1（6.0103）2 = 2.11010第6

23、2页第62页3、 化学平衡计算（1）由平衡构成计算平衡常数例 ： 将NH4HS固体放入一真空密闭容器中在某温度下进行分解反应，平衡时测得容器内总压力p为70kPa。计算反应在该温度下K。 NH4HS（s） = NH3（g）+ H2S（g）解 由反应式知，平衡时容器中NH3（g）和H2S（g）分压相等，总压力等于分压之和，因此有 K = p(NH3)/p p(H2S)/p = （35/100）（35/100）= 0.1225第63页第63页2、 计算反应平衡和初始构成及平衡转化率 例：含有0.100molL-1AgNO3、0.100molL-1Fe（NO3）2 、和0.0100molL-1Fe（

24、NO3）3溶液在298.15K下发生下列反应Fe 2+ Ag += Fe 3+ Ag已知298.15K下该反应 K = 2.98。求开始时反应自发方向；计算平衡时Fe 2+、 Ag +和 Fe 3+浓度及Ag +转化率。 第64页第64页= 1.00K = 2.98 反应正向自发Fe 2+ + Ag += Fe 3+ Ag起始浓度/(molL-1 ) 0.100 0.100 0.0100解(1) J= 第65页第65页Fe 2+ + Ag += Fe 3+ Ag起始浓度/（molL-1）0.100 0.100 0.0100解平衡浓度/（molL-1）0.100-x 0.100-x 0.0100

25、+xx = 0.0130c(Fe 2+)=c(Ag+)=(0.1000.0130) molL-1=0.087 molL-1(2) K = c(Fe 3+)=(0.0100+0.0130) molL-1=0.0230 molL-1Ag +转化率 = 0.0130/0.100 = 0.13= 2.98第66页第66页例：恒温恒容下，NO(g)与O2 (g) 反应生成NO2(g) ： 若反应开始时，NO分压为100kPa， O2 分压为300kPa， NO2分压为0。平衡时 NO2 (g) 分压为12 kPa。求平衡时NO和O2分压以及反应原则平衡常数。 2NO (g) +O2 (g) 2 NO2

26、(g)第67页第67页 p(O2)=300 kPa - kPa=294 kPap(NO)=100 kPa - 12 kPa =88kPa 解： 2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)平衡pB/kPa 100 - 12 300- 12开始pB/kPa 100 300 0改变pB/kPa -12 - 12第68页第68页第69页第69页容器为5.00L，平衡时p(PCl5)=100kPa，求： (1) PCl3和Cl2起始量(设起始充入为等量); (2) PCl3平衡转化率。 例：已知反应PCl3 (g)+Cl2(g) PCl5(g)在恒温恒容条件下进行,523K时K =0.767。

27、开始pB/kPa x x 0平衡pB/kPa x-100 x-100 100解： PCl3 (g)+Cl2 (g) PCl5(g)第70页第70页第71页第71页2.3化学平衡移动第72页第72页r Gm = r Gm +RT lnJ r Gm = -RTlnK +RT lnJ =RTlnJ/ K 能够依据J/K判断反应自发方向rG m 0 正反应自发进行rG m 0 逆反应自发进行rG m 0 平衡状态第73页第73页化学平衡移动 化学平衡是动态平衡，在平衡时J K 。假如改变条件使J不等于K ，平衡就被破坏，反应继续进行，直至在新条件下使J重新等于K从而达到新平衡为止。这种过程称为化学平衡

28、移动。 第74页第74页浓度对化学平衡影响 J =反应式 d D + e E = g G + h H平衡时J K 。 此时若增大反应物浓度或减小产物浓度，将使 J K ， r Gm 0，平衡向正反应方向移动此时若减小反应物浓度或增大产物浓度，将使 J K ，r Gm 0，平衡向逆反应方向移动第75页第75页 气体分压力对化学平衡影响 J =气体反应式 d D + e E = g G + h H增大反应气体分压或减小生成气体分压将使平衡向正反应方向移动。减小反应气体分压或增大生成气体分压将使平衡向逆反应方向移动。第76页第76页气体总压力等于各气体物质分压力之和，总压力对化学平衡影响 J =气体

29、反应式 d D + e E = g G + h H当总压改变 x 倍时，各物质分压也改变 x 倍第77页第77页总压力对化学平衡影响 J =气体反应式 d D + e E = g G + h H总压力增长 x 倍后反应商J后与原反应商J关系J后= xg+h d - e J假如g+h d - e小于零, 即正向反应是气体分子数减少反应,则增大总压力将使反应商变小, 平衡向正方向移动.第78页第78页总压力对化学平衡影响 J =气体反应式 d D + e E = g G + h H增大总压力将使平衡向气体分子数减少反应方向移动，减小总压力将使平衡向气体分子数增多反应方向移动。如反应前后气体分子数不

30、变或无气体参与反应，则改变总压力对平衡无影响。第79页第79页恒温恒容，通入惰性气体，总压力增大，分压力不变，无论反应前后计量数之和是否相等，平衡不移动。恒温恒压，通入惰性气体，为了维系恒压，必须增长体积，各分压下降，平衡向计量系数增长方向移动。若向反应体系中加入不参与反应惰性气体，有下列情况第80页第80页例: 将1.0 mol N2O4(g)置于某密闭容器中, 在298.15K，100kPa条件下，发生反应： (1)计算原则平衡常数K ； (2)使该反应在298.15K，1000kPa 条件下进行，达平衡时N2O4(g)转化率为多少？在新平衡条件下，体系内各组分分压为多少？ (3)由计算阐

31、明压力对平衡影响。N2O4(g) 2NO2(g)平衡时N2O4(g)转化率为50%。第81页第81页解：(1)平衡时pB/kPa平衡时nB/mol 1.00-x 0.00+2x开始时nB/mol 1.00 0.00N2O4(g) 2NO2(g)x =0.5第82页第82页开 始 时 nB/mol 1.00 0.00平衡时 pB/kPaN2O4(g) 2NO2(g)平衡时 nB/mol 1.00-y 0.00+2y(2)y = 0.18=转化率第83页第83页(3)总压力由100kPa增长到1000kPa ，转化率由0.5减少至0.18,平衡逆向移动。第84页第84页温度对化学平衡影响 r Gm

32、 = RT ln K r Gm = r Hm Tr Sm RT ln K = r Hm Tr Smln K = r Sm / R r Hm /T Rln K1 = r Sm/ R r Hm /T1 Rln K2 = r Sm / R r Hm /T2 R第85页第85页ln K2 ln K1 = (r Hm /T2R r Hm /RT1) ln (K2 /K1 ) =r Hm (T2 T1 )R T1 T2ln K1 = r Sm/ R r Hm /T1 Rln K2 = r Sm / R r Hm /T2 R第86页第86页 ln (K2 /K1 ) =r Hm (T2 T1 )R T1 T

33、2 lg (K2 /K1 ) =r Hm (T2 T1 )2.303R T1 T2范特霍夫公式利用Vant Hoff 方程式：(1) 已知 rHm 时，从 T1、 K1 求T2 时K2 (2)求 rHm （当已知不同温度下K 值时）第87页第87页 ln (K2 /K1 ) =r Hm (T2 T1 )R T1 T2正向反应是吸热反应即r Hm 0升温至T2，T2原则平衡常数K2 K1 于是有J K2 ，平衡正向移动正向反应是放热反应即r Hm 0升温至T2，T2原则平衡常数K2 K1 于是有J K2，平衡逆向移动 第88页第88页例 求723K时下面反应K ， 2SO2(g) + O2(g)

34、 = 2SO3(g)已知反应在298.15KK = 6.8 1024 r Hm = 197.78 kJmol-1解 由有-=2111lnTTRKK(T2)(T1)(298K)K (723)= 2.95 104第89页第89页4、 催化剂和化学平衡催化剂能够缩短反应到达平衡时间。催化剂不能改变反应体系平衡构成。对于已达到平衡反应体系，催化剂不能使平衡发生移动。第90页第90页Le Chatelier 原理（平衡移动原理 ）当体系达到平衡后，若改变平衡状态任一条件，平衡就向着能削弱其改变方向移动。 第91页第91页2.4化学反应速率第92页第92页平均速率 用单位时间内反应物浓度减少量或生成物浓度

35、增长量来表示： 以生成物浓度增长量表示时：取正号 以反应物浓度减少量表示时：取负号 单位：molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1等 化学反应速率及表示办法第93页第93页平均速率比如N2O5在气相或CCl 4溶剂中发生分解： 2 N2O5 = 4 NO 2 + O 2 在时间间隔 t = t2 t1内，该反应平均速率能够表示为： 第94页第94页对于任意反应 ： a A + b B = d D + e E用不同物质表示平均速率之间有以下关系：通常采用其浓度改变易于测定物质来表示反应速率这三个平均速率之间关系是： 2 N2O5 = 4 NO 2 + O 2 第95页第95

36、页瞬 时 速 率瞬时速率：是用某一瞬间反应物浓度减少量或生成物浓度增长量来表示瞬时速率求得 试验作图法： 由试验测得反应物或生成物浓度随时间改变相应数据，再以浓度对时间作图，可得ct曲线。过曲线上某点作切线，则该切线斜率负值，就等于反应在此相应时刻瞬时速率。第96页第96页一、有效碰撞理论 依据对一些简朴气体反应研究，并以气体分子运动论为基础，路易斯提出了双分子反应有效碰撞理论。 基本要点：（一）化学反应进行先决条件是反应物分子间互相碰撞。反应物分子间碰撞频率越高，反应速率越快。 化学反应速率理论第97页第97页有效碰撞理论（二）大多数碰撞并没有造成反应发生，能发生反应碰撞只占很少数。有效碰撞

37、：能发生反应碰撞发生有效碰撞分子或离子必须具备条件： 要含有足够能量 碰撞时要取适当方向第98页第98页有效碰撞理论NOO无效碰撞有效碰撞图 分子碰撞不同取向 OCOCOON第99页第99页有效碰撞理论活化分子、活化能活化分子：含有较高能量、能发生有效碰撞分子。活化能：活化分子含有最低能量与反应物分子平均能量之差称为反应活化能，用符号Ea表示。 第100页第100页活化能由反应本性决定，与反应物浓度无关，受温度影响较小，受催化剂影响很大。活化能惯用单位kJmol-1。普通化学反应活化能在40400 kJmol-1之间，多数在60250 kJmol-1之间活化能小于40 kJmol-1化学反应，

38、反应速率极快；活化能不小于400kJmol-1化学反应，反应速率极慢；第101页第101页气体分子能量分布曲线EaE平Ec能量分子分数%活化分子百分数(f)第102页第102页二、过渡状态理论基本要点：（一）化学反应不是通过简朴碰撞一步完毕，反应物在转化为生成物过程中，要通过一个中间过渡状态。 比如反应：CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g) 当含有较高能量NO2与CO分子互相以适当取向充足靠近时，价电子云互相穿透，使原有NO键部分破裂，而新CO键部分形成，由此形成了一个活化配合物 ONOCO第103页第103页NOO+ CONOOCONO+ COO活化络合物（过渡

39、状态）NO 2和CO反应过程过渡状态理论(二)活化配合物含有较高势能,极不稳定,会不久分解。(三)活化配合物分解为产物趋势不小于重新变为反应物趋势。第104页第104页过渡状态理论（四）活化能 活化配合物处于比反应物、生成物都高能量状态（形成 “能垒” ）。反应物分子只有吸取足够能量，才干越过“能垒”转化为生成物，反应才会发生。 反应活化能大，则反应进行时所必须越过能垒就高，反应速率就慢；反应活化能小，则反应进行时所必须越过能垒就低，反应速率就快。 第105页第105页影响化学反应速率原因第106页第106页1.元反应和复杂反应元反应和简朴反应：一步完毕反应称为元反应，也称为简朴反应。 比如：

40、 CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) 2 NO2(g) 2NO(g) + O2(g)浓度对反应速率影响第107页第107页由两个或两个以上元反应构成反应称为复杂反应 复杂反应比如：I2(g) + H2(g) 2HI(g)是由两个元反应构成：第一步： I2(g) 2I (g) （快反应）第二步： H2(g) + 2I(g) 2HI(g)（慢反应） 复杂反应反应速率主要取决于构成该反应各元反应中速率最慢一步定速环节 第108页第108页2.质量作用定律质量作用定律： 在恒温条件下，元反应反应速率与各反应物浓度幂乘积成正比，其中各浓度幂均以元反应中相应物质系数作为指数。 化学

41、反应速率方程式：表示反应速率与反应物浓度之间定量关系数学式对于元反应：a A + b B = d D + e E质量作用定律只适合用于元反应第109页第109页质量作用定律k-百分比常数，称为速率常数 影响k原因：1.反应物本性相关，与反应物浓度无关2.反应温度3.催化剂 复杂反应：不能根据质量作用定律直接写出，而必须根据试验数据导出速率方程式写法：元反应或简朴反应：依据质量作用定律直接写出第110页第110页质量作用定律比如，N2O5分解反应 2 N2O5 4 NO2 + O2 试验表明：N2O5分解反应由下列三步构成：第一步 N2O5 N2O3 + O2 （慢反应）第二步 N2O3 NO2

42、 + NO （快反应）第三步 2NO + O2 2 NO2 （快反应）第一步元反应是定速环节，总反应速率方程式由该步决定。其速率方程式为： = kc(N2O5)第111页第111页质量作用定律书写反应速率方程式时注意： 1假如反应物是气体时，可用气体浓度或分压代入速率方程式来表示反应速率。 比如基元反应：2NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g) 用浓度表示其反应速率为： 用分压表示其反应速率为：2假如反应物中有固体或纯液体参与，在书写反应速率方程式时，可不写出固体或液体浓度。比如：C (s) + O2 (g) CO2 (g)：第112页第112页反应式：a A + b B = d D + e En=+ 总反应级数 A级数 B级