化学反应速率-化学反应速率理论课件

3.1化学反应速率

3.3.1反应速率与浓度的关系3.3.1.1反应速率的表示方法（1）化学反应速率a.反应速率定义1.传统的定义反应速率是指在一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转化为生成物的速率，对于均匀体系的恒容反应，习惯用单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的增加来表示，而且习惯取正值。浓度常用mol.L-1，时间常用s，min，h，d，y.反应速率又分为平均速率和瞬间速率两种表示方法.3.1化学反应速率

3.3.1反应速率与浓度的关系（1）化1●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率平均速率2.40.4起始浓度/mol·L-12.03.00.02s末浓度/mol·L-11.8Example1●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率平均速率2.40.2Question

1反应2W+XY+Z哪种速率表达式是正确的？tWctZctYctZctWctXctYctXcd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(d.d.cb.a.-==-==Question1反应2W+XY+Z哪种速率3第二节反应速率理论第二节反应速率理论42.2.1分子碰撞理论只有具有足够能量的反应物分子的碰撞才有可能发生反应。这种能够发生反应的碰撞叫有效碰撞。发生反应的有效碰撞的分子，还必须沿着特定的方向碰撞。那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子称为活化分子，要使普通分子成为活化分子所需最小能量称为活化能。2.2.反应速率理论2.2.1分子碰撞理论只有具有足够能量的反应5（1）.活化分子（2）.活化能分子发生有效碰撞所必须具有的最低能量若以Ec表示，则具有等于或超过Ec能量的分子称为活化分子，能量低于Ec的分子称为非活化分子或者普通分子。活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能:活化能(1.3.2)每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在60～250kJ·mol-1之间。反应的活化能越小，反应速率越大。一般认为Ea小于63kJ·mol-1的反应为快速反应。（1）.活化分子（2）.活化能分子发生有效碰撞所必须具有的最6OCONO3.3.2.过渡态理论具有足够能量的分子彼此以适当的空间取向相互靠近到一定程度时，会引起分子或原子内部结构的连续性变化，使原来以化学键结合的原子间的距离变长，而没有结合的原子间的距离变短，形成了过渡态的构型，称为活化络合物。例如：活化络合物(过渡态)反应物(始态)生成物(终态)OCNOO+OCONO+OCONO3.3.2.过渡态理论具有足够能量7ON+COOONOCONO+OCOEa(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEacEIEIIEIEIION+COOONOCON8A+BCAB+CEa1abcEa2rHmθ反应途径的能量变化反应历程能量Ea2：逆反应活化能Ea1：正反应活化能rHmθ=Ea1Ea2A···B···C活化配合物OA+BCAB+CEa1abcEa2rHmθ反应途径的9EⅠ－反应物(始态)势能EⅡ－生成物(终态)势能正反应的活化能

Ea(正)=Eac-E(Ⅰ)逆反应的活化能Ea(逆)=Eac-E(Ⅱ)ΔrHm=E(Ⅱ)-E(Ⅰ)=[Eac-Ea(逆)]-[Eac-Ea(正)]ΔrHm=Ea(正)-Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm＜0，为放热反应；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm＞0，为吸热反应。EⅠ－反应物(始态)势能正反应的活化能Ea(正)=Ea103.3.3催化剂与反应速率的关系催化剂:一些能显著改变化学反应速率，而在反应前后其自身的组成、质量和化学性质基本保持不变的物质.3.3.3催化剂与反应速率的关系催化剂:一些能显著改变化学11催化剂与反应物之间形成一种能量较低的活化配合物，改变了反应的途径。无催化活化配合物Ea无催化反应历程能量催化活化配合物Ea催化反应物生成物催化剂改变反应途径示意图O催化剂与反应物之间形成一种能量较低的活化配合12例如：反应2H2O2(aq)→

2H2O(l)+O2(g)无催化剂时，反应的活化能为75.3kJmol1；用I

做催化剂时，反应的活化能为56.5kJmol1；若使用过氧化氢酶，更能把反应速率提高到1023

倍以上。例如：反应2H2O2(aq)→2H2O(l)+13催化剂能缩短平衡到达的时间，但不能改变平衡状态，反应的平衡常数不受影响。催化剂不能启动热力学证明不能进行的反应（即rGm0的反应）。催化剂有均相催化和多相催化

催化剂能缩短平衡到达的时间，但不能改变平衡状141.均相催化：

催化剂与反应物种在同一相中的催化反应。没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：加入催化剂Br2，可以加快H2O2分解，分解反应的机理是：第一步第二步总反应：1.均相催化：没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：加入催15催化剂对反应活化能的影响催化剂对反应活化能的影响162.多相催化：

催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应。汽车尾气(NO和CO)的催化转化：反应在固相催化剂表面的活性中心上进行，催化剂分散在陶瓷载体上，其表面积很大，活性中心足够多，尾气可与催化剂充分接触。2.多相催化：汽车尾气(NO和CO)的催化转化：17酶催化：以酶为催化剂的反应。特点：①高效②高选择性③条件温和3.酶催化酶催化：以酶为催化剂的反应。特点：①高效3.酶催化18催化剂的重要性

从右图来看出，加入催化剂后，正反应活化能降低的值与逆反应括化能降低的值是相等的。这表明，催化剂对正、逆反应的作用是同等的，它只加快反应速率，而不影响化学平衡，不改变反应方向。催化剂还具有选择性，某一种催化剂往往只对某一种反应起催化作用，而不能催化其它反应。有催化与天催化的反应活化能比较催化剂的重要性从右图来看出，加入催化剂后，正反应活化能降低19需要注意以下特点：催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率，但不能改变反应的焓变(rHm)、方向和限度在反应速率方程中，催化剂对反应速率的影响体现在反应速率常数（k）内。对确定反应来说，反应温度一定时，采用不同的催化剂一般有不同的k值。对同一个可逆反应来说，催化剂等值地降低了正、逆反应的活化能。催化剂具有选择性。需要注意以下特点：催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率203.4化学平衡

3.4.1可逆反应与化学平衡1.4.1.1可逆反应与化学平衡（1）可逆反应在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的反应。仅有少数的化学反应其反应物能全部转变为生成物，亦即反应能进行到底。

Ag+ClAgCl

2KClO32KCl+3O2MnO23.4化学平衡

3.4.1可逆反应与化学平衡1.4.1.121（2）化学平衡的基本特征有些化学反应逆反应比较显著。例如,373K时，将0.100mol无色的N2O4气体放入1L抽空的密闭容器中，立刻出现红综色。

N2O4

2NO2（2）化学平衡的基本特征有些化学反应逆反应比较显著。例如,220.0000.0200.0400.0600.0800.1000.120020406080100NO2N2O4c/mol•L-1N2O4-NO2体系平衡的建立0.0000.0200.0400.0600.0800.10023t/s

/mol•L-1•s-1可逆反应的反应速率变化示意图t/s/mol•L-1•s-1可逆反应的反应速率变化示24（3）化学平衡：正、逆反应速度相等时，体系所处的状态叫做化学平衡化学平衡状态特征：（1）前提：恒温，封闭体系，可逆反应（2）条件：正、逆反应速率相等（3）标志：系统的组成不再随时间而变。（4）化学平衡是动态平衡。（3）化学平衡：253.4.1.2平衡常数

1.实验平衡常数

2.书写平衡常数关系式的规则

3.标准平衡常数

3.4.1.2平衡常数1.实验平衡常数261.实验平衡常数化学平衡常数：任何可逆反应，不管反应的始态如何，在一定温度下达平衡时，各生成物平衡浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比值是一个常数。以浓度表示的称为浓度平衡常数（Kc），以分压表示的称为压力平衡常数（Kp)。

cC(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)1.实验平衡常数化学平衡常数：任何可逆反应，不管反应的始态27

PC=[C]RT,PD=[D]RTPY=[Y]RT,Pz=[Z]RT则:

cC(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)令（y+z)(c+d)=n

平衡常数是表明化学反应限度的一种特征值。平衡常数越大，表示正反应进行得越完全。平衡常数值与温度及反应式的书写形式有关，但不随浓度、压力而变。PC=[C]RT,282.书写平衡常数关系式的规则如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)Kc=c(CO2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中Cr2O72+H2O2CrO42+2H2.书写平衡常数关系式的规则如果反应中有固体和纯液体参加，29Example1

由实验测知，制备水煤气的反应

C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)在1000K下达平衡时，C(CO)=C(H2)=7.610-3mol·L-1，C(H2O)=4.610-3mol·L-1；平衡分压分别为P(CO)=P(H2)=0.63105Pa，P(H2O)=0.38105Pa。试计算该反应的Kc，Kp。解：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)平衡浓度/(10-3mol·L-1))－4.67.67.6平衡分压/(105Pa)－0.380.630.63则Example1303标准平衡常数(1)非标准状态下的摩尔吉布斯函数变rGm(T)对于一化学反应：pP+qQ=yY+zZ，在恒温恒压、任意状态下的rGm

与标准态rGmθ有如下关系：rGm＝rGmθ

＋RTlnJJ

称为反应商3标准平衡常数对于一化学反应：pP+qQ31如果P，Q，Y，Z均为气体如果均为溶液如果P，Q，Y，Z均为气体如果均为溶液32对化学反应有

rGm=

rGmθ+RTlnJ

rGmθ=–RTlnK

θ或(2)标准平衡常数和标准摩尔自由能变化的关系当rG

m=0反应达到平衡所以有S2-(aq)+2H2O(l)H2S(g)+2OH-(aq)pP+qQ=yY+zZ对化学反应有rGm=rGmθ+RTl33Example2根据Example1给出的条件，计算1000K下制备水煤气反应的标准平衡常数。解：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)Example2根据Example1给出的条件34例如：实验室中制取Cl2(g)的反应必须注意：

(1)各组分的浓度（或分压）应是平衡状态时的浓度（或分压）；

(2)平衡常数K

θ

与化学反应计量方程式有关；当反应物与生成物都相同的化学反应，化学反应计量方程式中计量数不同，其K

θ值也不同。例如：实验室中制取Cl2(g)的反应必须注意：35例如：合成氨反应K

θ1=(K

θ2)2=(K

θ3)3

显然例如：合成氨反应Kθ1=(Kθ2)2=(Kθ36合成氨氨分解反应的K(合)的K(分)互为倒数例如：合成氨氨分解反应的K(合)的K(分)互为倒数例如：373.4.1.3化学平衡的计算平衡转化率（）：平衡时已转化了的某反应物的量与转化前的该反应物的量之比。注：化学平衡状态是反应进行的最大限度，某反应物在给定条件下，平衡时具有最大的转化率。平衡转化率即指定条件下的最大转化率。3.4.1.3化学平衡的计算平衡转化率（）：平衡时已转化了38Example3

763.8K时，H2(g)+I2(g)2HI(g)反应的Kc=45.7（1）如果反应开始时H2和I2的浓度均为1.00mol·L-1，求反应达平衡时各物质的平衡浓度及I2的平衡转化率。（2）假定平衡时要求有90％I2转化为HI，问开始时I2和H2应按怎样的浓度比混合？解（1）设达平衡时c(HI)=xmol·L-1H2(g)+I2(g)2HI(g)初始浓度/(mol·L-1)1.001.000-x/2-x/2+x1.00-x/21.00-x/2x变化浓度/(mol·L-1)平衡浓度/(mol·L-1)Example3763.8K时，H2(39x=1.54则平衡时各物质的浓度为：I2的平衡转化率＝0.77/1.00100%=77%（2）设开始时c(H2)=xmol·L-1

c(I2)=ymol·L-1H2(g)+I2(g)2HI(g)初始浓度/(mol·L-1)xy0x-0.90yy-0.90y1.8y平衡浓度/(mol·L-1)x=1.54则平衡时各物质的浓度为：I2的平衡转化率40则x/y=1.6/1.0则x/y=1.6/1.0413.5.1浓度对化学平衡的影响3.5.2压力对化学平衡的影响3.5.3温度对化学平衡的影响3.5.4催化剂和化学平衡3.5.5平衡移动的总规律3.5化学平衡的移动

3.5.1浓度对化学平衡的影响3.5化学平衡的移动

423.5.1浓度对化学平衡的影响正向移动平衡状态逆向移动当c(反应物)增大或c(生成物)减小时，J<K

，平衡向正向移动当c(反应物)减小或c(生成物)增大时，J>K

，平衡向逆向移动JlnRTGGmrmr+D=DqqqKRTGmrln-=Dqq=+-=DKJlnRTJlnRTKlnRTGmrqqïþïýüïîïíì>=<ïþïýüïîïíì>=<=DKJKJlnRTGmr时，03.5.1浓度对化学平衡的影响正向移动当c(反应物)增大或43Example125oC时，反应Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)的K=3.2。●

当c(Ag+)=1.0010-2mol·L-1，c(Fe2+)=0.100mol·L-1，c(Fe3+)=1.0010-3mol·L-1时，反应向哪一方向进行？●平衡时，Ag+，Fe2+，Fe3+的浓度各为多少？●

Ag+的转化率为多少？●如果保持Ag+，Fe3+的初始浓度不变，使c(Fe2+)增大至0.300mol·L-1，求Ag+的转化率。Example125oC时，反应Fe2+(aq)+Ag44●先计算反应商，判断反应方向SoultionJ<K，反应正向进行●计算平衡时各物种的组成Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)开始cB/(mol·L-1)变化cB/(mol·L-1)平衡cB/(mol·L-1)0.1001.0010-21.0010-3-x-xx0.100-x1.0010-2-x

1.0010-3+x●先计算反应商，判断反应方向SoultionJ<K453.2x2–1.352x+2.210-3=0x=1.610-3

c(Ag+)=8.410-3mol·L-1，c(Fe2+)=9.8410-2mol·L-1，c(Fe3+)=2.610-3mol·L-1●求Ag+的转化率●求设达到新平衡时Ag+的转化率为2Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)平衡II平衡cB/(mol·L-1)0.300-1.0010-2

1.0010-3+1.0010-22(1-2)1.0010-22

3.2x2–1.352x+2.210-3=46通过浓度对化学平衡的影响，人们可以充分利用某些不易得的、高价值的反应原料，使这些反应物有高的转化率。如制备水煤气的反应：为了充分利用焦碳(C)，可增加H2O(g)的浓度，使其适当过量，从而提高C(s)的转化。2=43%2(Ag+)>1(Ag+)说明平衡向右移动通过浓度对化学平衡的影响，人们可以充分利用某473.5.2压力对化学平衡的影响●部分物种分压的变化

如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致J<K，平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致J>K，平衡向逆向移动。3.5.2压力对化学平衡的影响●部分物种分压的变化48对于反应

aA(g)+bB(g)dD(g)+eE(g)T一定，令n=(d+e)–(a+b)总压力P总增大x(x>1)倍●体积改变引起压力的变化若反应物，产物都是固态或纯液态，平衡不移动n=0，xn=1，J=K，平衡不移动对于反应aA(g)+bB(g)49n0，n>0，xn>1，J>K，平衡向逆方向移动，即向气体分子数减小的方向移动

n<0，xn<1，J<K，平衡向正方向移动，即向气体分子数减小的方向移动表2.3(P51)压力对化学平衡的影响n0，表2.3(P51)压力对化学平衡的影响50合成氨例如增加压力，平衡向气体分子数较少的一方移动；降低压力，平衡向气体分子数较多的一方移动。合成氨例如增加压力，平衡向气体分子数较少的一51在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩，n0，平衡向气体分子数减小的方向移动，n＝0，平衡不移动。对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物PB不变，J=K，平衡不移动对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果n0，平衡向气体分子数增大的方向移动。●惰性气体的影响（与反应无关的气体的引入）

1.反应H2O(g)H2（g）＋O2（g），在某温度和压力下达平衡，向此体系中通入惰性气体He(g)，保持温度和压力不变，但使体积增大，此时（）A.平衡左移 B.平衡右移C.H2O(g)，H2（g），O2（g）浓度均不变 D.平衡保持不变在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩，n0，平衡向52Example2某容器中充有N2O4(g)和2NO2(g)混合物，n(N2O4):n(NO2)=10:1。在308K，0.100MPa条件下，发生反应：N2O4(g)2NO2(g)；K(308)=0.315（1）计算平衡时各物质的分压（2）使该反应系统体积减小到原来的1/2，反应在308K，0.200MPa条件下进行，平衡向何方移动？在新的平衡条件下，系统内各组分的分压改变了多少？

N2O4(g)2NO2(g)

开始时nB/mol1.000.10平衡时nB/mol1.00-x0.10+2x平衡时PB/kPaSolution●反应在恒温恒压条件下进行，以1molN2O4为计算基准。n总=1.10+xExample2某容器中充有N2O4(g)和2NO2(g)53●压缩后P总＝200.0kPaJ>K，平衡向逆方向移动。●压缩后P总＝200.0kPaJ>K，平衡向逆方向移54

N2O4(g)2NO2(g)

开始时nB/mol1.000.10平衡时nB/mol1.00-y0.10+2y平衡时PB/kPa平衡逆向移动

553.5.3

温度对化学平衡的影响根据无相变时有3.5.3温度对化学平衡的影响根据无相变时有56若反应在T1

和T2时的平衡常数分别为K1θ

和K2θ

，则近似地有：两式相减有：1.4.1若反应在T1和T2时的平衡常数分别为57平衡常数K

θ=126，判断反应在800K时的平衡常数有什么变化？并说明温度升高对此反应的平衡的影响。例3:

反应在500K时，解：设fHmθ

不随温度变化fHmθ

/(kJmol1)–110.5–241.8–393.50

rHmθ=[(–393.5)–(–110.5)–(–241.8)]kJmol1=–41.2kJmol1该正反应为放热反应，其逆反应则为吸热反应。从式(1.4.1)可定性判断温度升高，其平衡常数K

θ

是减小的，平衡向着减少生成物的方向移动。平衡常数Kθ=126，判断反应在800K时的平衡58如果要进一步计算800K时的K

θ

，可估算如下：K2θ=3.12由计算知，温度升高，K

变小，表明温度升高平衡向生成反应物方向移动。如果要进一步计算800K时的Kθ，可估算如下：59的标准平衡常数，并简单说明它们在渗碳过程中的意义。例4:

化学热处理中高温气相渗碳中存在这样的反应：试分别计算298.15K和1173K时解：(1)fHmθ

(298.15K)/(kJ·mol–1)

–110.50–393.5Smθ

(298.15K)/(J·mol–1·K–1)197.75.74213.8rHmθ

(298.15K)=[(–393.5)–2×(–110.5)]kJ·mol–1

=–172.5kJ·mol–1

rSmθ

(298.15K)=[(213.8+5.74)–2×197.7]J·mol–1·K–1

=–175.9J·mol–1·K–1的标准平衡常数，并简单说明它们在渗碳过程中的意义。例4:60298.15K时rGmθ=

[–172.5–298.15(–175.910–3)]kJ·mol–1lnK

θ

=

–rGmθ

(298.15K)/RTK

θ

=1.101021

1173K时：rGmθ

(1173K)=[(–172.5)–1173(–175.910–3)]kJ·mol–1=33.8kJ·mol–1=–120.1kJ·mol–1=120.1103J·mol–1/(8.314·mol–1·K–1298.15K)=48.45lnK

θ

=–

rGmθ

(1173K)/RT=(–33.8)103J·mol–1/(8.314J·mol–1·K–11173K)=–3.466K

θ

≈

3.1210–2

298.15K时rGmθ=[–172.5613.5.4催化剂对化学平衡的影响

催化剂不能使化学平衡发生移动

催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增大正、逆反应速率常数，但不能改变标准平衡常数，也不改变反应熵。催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成。3.5.4催化剂对化学平衡的影响催化剂不能使化学平衡发生623.5.5平衡移动的总规律

1884年，法国科学家LeChatelier提出：当体系达到平衡后，若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。

LeChatelier原理适用于处于平衡状态的体系，也适用于相平衡体系。LeChatelierH，1850－1936）法国无机化学家，巴黎大学教授。3.5.5平衡移动的总规律1884年，法国科学家L63Exercise根据平衡移动原理，讨论下列反应：将Cl2、H2O、HCl、O2四种气体混合后，反应达平衡时，若进行下列各项操作，对平衡数值各有何影响（操作项目中没有注明的是指温度不变、体积不变）？操作项目平衡数值（1）加O2n(H2O)(2)加O2n(HCl)(3)加O2n(O2)(4)增大容器的体积n(H2O)(5)减小容器的体积n(Cl2)(6)减小容器的体积P(Cl2)操作项目平衡数值（7）减小容器的体积K(8)升高温度

K(9)升高温度P(HCl)(10)加催化剂n(HCl)Exercise根据平衡移动原理，讨论下列反应：将Cl2、H641.如果体系经过一系列变化，最后变到初始状态，则体系的 （）A.Q＝0W=0ΔU=0ΔH=0 B.Q0W=0ΔU=0ΔH=0C.Q＝-WΔU=Q＋WΔH=0 D.Q-WΔU=Q＋WΔH=02.下列热力学函数中，能用于判断反应方向的是： （）A.ΔrHB.ΔrSC.ΔrGD.ΔrU3.一般来说，温度升高，反应速率明显增加，主要原因是 （）A.分子碰撞几率增加B.反应物压力增加C.活化分子百分数增加D.活化能降低4.反应AB＋DΔrHmΘ>0Ea正为正反应活化能，则 （）Ea正>Ea逆B.Ea正<Ea逆C.Ea正＝Ea逆D.无法确定5.反应aA＋bBcC+dD达平衡标志，下列表达错误的是 （）A.各物质浓度不再改变B.V正＝V逆

C.

K=D.ΔrGm

＝01.如果体系经过一系列变化，最后变到初始状态，则体系的 （653.1化学反应速率

3.3.1反应速率与浓度的关系3.3.1.1反应速率的表示方法（1）化学反应速率a.反应速率定义1.传统的定义反应速率是指在一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转化为生成物的速率，对于均匀体系的恒容反应，习惯用单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的增加来表示，而且习惯取正值。浓度常用mol.L-1，时间常用s，min，h，d，y.反应速率又分为平均速率和瞬间速率两种表示方法.3.1化学反应速率

3.3.1反应速率与浓度的关系（1）化66●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率平均速率2.40.4起始浓度/mol·L-12.03.00.02s末浓度/mol·L-11.8Example1●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率平均速率2.40.67Question

1反应2W+XY+Z哪种速率表达式是正确的？tWctZctYctZctWctXctYctXcd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(d.d.cb.a.-==-==Question1反应2W+XY+Z哪种速率68第二节反应速率理论第二节反应速率理论692.2.1分子碰撞理论只有具有足够能量的反应物分子的碰撞才有可能发生反应。这种能够发生反应的碰撞叫有效碰撞。发生反应的有效碰撞的分子，还必须沿着特定的方向碰撞。那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子称为活化分子，要使普通分子成为活化分子所需最小能量称为活化能。2.2.反应速率理论2.2.1分子碰撞理论只有具有足够能量的反应70（1）.活化分子（2）.活化能分子发生有效碰撞所必须具有的最低能量若以Ec表示，则具有等于或超过Ec能量的分子称为活化分子，能量低于Ec的分子称为非活化分子或者普通分子。活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能:活化能(1.3.2)每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在60～250kJ·mol-1之间。反应的活化能越小，反应速率越大。一般认为Ea小于63kJ·mol-1的反应为快速反应。（1）.活化分子（2）.活化能分子发生有效碰撞所必须具有的最71OCONO3.3.2.过渡态理论具有足够能量的分子彼此以适当的空间取向相互靠近到一定程度时，会引起分子或原子内部结构的连续性变化，使原来以化学键结合的原子间的距离变长，而没有结合的原子间的距离变短，形成了过渡态的构型，称为活化络合物。例如：活化络合物(过渡态)反应物(始态)生成物(终态)OCNOO+OCONO+OCONO3.3.2.过渡态理论具有足够能量72ON+COOONOCONO+OCOEa(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEacEIEIIEIEIION+COOONOCON73A+BCAB+CEa1abcEa2rHmθ反应途径的能量变化反应历程能量Ea2：逆反应活化能Ea1：正反应活化能rHmθ=Ea1Ea2A···B···C活化配合物OA+BCAB+CEa1abcEa2rHmθ反应途径的74EⅠ－反应物(始态)势能EⅡ－生成物(终态)势能正反应的活化能

Ea(正)=Eac-E(Ⅰ)逆反应的活化能Ea(逆)=Eac-E(Ⅱ)ΔrHm=E(Ⅱ)-E(Ⅰ)=[Eac-Ea(逆)]-[Eac-Ea(正)]ΔrHm=Ea(正)-Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm＜0，为放热反应；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm＞0，为吸热反应。EⅠ－反应物(始态)势能正反应的活化能Ea(正)=Ea753.3.3催化剂与反应速率的关系催化剂:一些能显著改变化学反应速率，而在反应前后其自身的组成、质量和化学性质基本保持不变的物质.3.3.3催化剂与反应速率的关系催化剂:一些能显著改变化学76催化剂与反应物之间形成一种能量较低的活化配合物，改变了反应的途径。无催化活化配合物Ea无催化反应历程能量催化活化配合物Ea催化反应物生成物催化剂改变反应途径示意图O催化剂与反应物之间形成一种能量较低的活化配合77例如：反应2H2O2(aq)→

2H2O(l)+O2(g)无催化剂时，反应的活化能为75.3kJmol1；用I

做催化剂时，反应的活化能为56.5kJmol1；若使用过氧化氢酶，更能把反应速率提高到1023

倍以上。例如：反应2H2O2(aq)→2H2O(l)+78催化剂能缩短平衡到达的时间，但不能改变平衡状态，反应的平衡常数不受影响。催化剂不能启动热力学证明不能进行的反应（即rGm0的反应）。催化剂有均相催化和多相催化

催化剂能缩短平衡到达的时间，但不能改变平衡状791.均相催化：

催化剂与反应物种在同一相中的催化反应。没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：加入催化剂Br2，可以加快H2O2分解，分解反应的机理是：第一步第二步总反应：1.均相催化：没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：加入催80催化剂对反应活化能的影响催化剂对反应活化能的影响812.多相催化：

催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应。汽车尾气(NO和CO)的催化转化：反应在固相催化剂表面的活性中心上进行，催化剂分散在陶瓷载体上，其表面积很大，活性中心足够多，尾气可与催化剂充分接触。2.多相催化：汽车尾气(NO和CO)的催化转化：82酶催化：以酶为催化剂的反应。特点：①高效②高选择性③条件温和3.酶催化酶催化：以酶为催化剂的反应。特点：①高效3.酶催化83催化剂的重要性

从右图来看出，加入催化剂后，正反应活化能降低的值与逆反应括化能降低的值是相等的。这表明，催化剂对正、逆反应的作用是同等的，它只加快反应速率，而不影响化学平衡，不改变反应方向。催化剂还具有选择性，某一种催化剂往往只对某一种反应起催化作用，而不能催化其它反应。有催化与天催化的反应活化能比较催化剂的重要性从右图来看出，加入催化剂后，正反应活化能降低84需要注意以下特点：催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率，但不能改变反应的焓变(rHm)、方向和限度在反应速率方程中，催化剂对反应速率的影响体现在反应速率常数（k）内。对确定反应来说，反应温度一定时，采用不同的催化剂一般有不同的k值。对同一个可逆反应来说，催化剂等值地降低了正、逆反应的活化能。催化剂具有选择性。需要注意以下特点：催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率853.4化学平衡

3.4.1可逆反应与化学平衡1.4.1.1可逆反应与化学平衡（1）可逆反应在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的反应。仅有少数的化学反应其反应物能全部转变为生成物，亦即反应能进行到底。

Ag+ClAgCl

2KClO32KCl+3O2MnO23.4化学平衡

3.4.1可逆反应与化学平衡1.4.1.186（2）化学平衡的基本特征有些化学反应逆反应比较显著。例如,373K时，将0.100mol无色的N2O4气体放入1L抽空的密闭容器中，立刻出现红综色。

N2O4

2NO2（2）化学平衡的基本特征有些化学反应逆反应比较显著。例如,870.0000.0200.0400.0600.0800.1000.120020406080100NO2N2O4c/mol•L-1N2O4-NO2体系平衡的建立0.0000.0200.0400.0600.0800.10088t/s

/mol•L-1•s-1可逆反应的反应速率变化示意图t/s/mol•L-1•s-1可逆反应的反应速率变化示89（3）化学平衡：正、逆反应速度相等时，体系所处的状态叫做化学平衡化学平衡状态特征：（1）前提：恒温，封闭体系，可逆反应（2）条件：正、逆反应速率相等（3）标志：系统的组成不再随时间而变。（4）化学平衡是动态平衡。（3）化学平衡：903.4.1.2平衡常数

1.实验平衡常数

2.书写平衡常数关系式的规则

3.标准平衡常数

3.4.1.2平衡常数1.实验平衡常数911.实验平衡常数化学平衡常数：任何可逆反应，不管反应的始态如何，在一定温度下达平衡时，各生成物平衡浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比值是一个常数。以浓度表示的称为浓度平衡常数（Kc），以分压表示的称为压力平衡常数（Kp)。

cC(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)1.实验平衡常数化学平衡常数：任何可逆反应，不管反应的始态92

PC=[C]RT,PD=[D]RTPY=[Y]RT,Pz=[Z]RT则:

cC(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)令（y+z)(c+d)=n

平衡常数是表明化学反应限度的一种特征值。平衡常数越大，表示正反应进行得越完全。平衡常数值与温度及反应式的书写形式有关，但不随浓度、压力而变。PC=[C]RT,932.书写平衡常数关系式的规则如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)Kc=c(CO2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中Cr2O72+H2O2CrO42+2H2.书写平衡常数关系式的规则如果反应中有固体和纯液体参加，94Example1

由实验测知，制备水煤气的反应

C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)在1000K下达平衡时，C(CO)=C(H2)=7.610-3mol·L-1，C(H2O)=4.610-3mol·L-1；平衡分压分别为P(CO)=P(H2)=0.63105Pa，P(H2O)=0.38105Pa。试计算该反应的Kc，Kp。解：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)平衡浓度/(10-3mol·L-1))－4.67.67.6平衡分压/(105Pa)－0.380.630.63则Example1953标准平衡常数(1)非标准状态下的摩尔吉布斯函数变rGm(T)对于一化学反应：pP+qQ=yY+zZ，在恒温恒压、任意状态下的rGm

与标准态rGmθ有如下关系：rGm＝rGmθ

＋RTlnJJ

称为反应商3标准平衡常数对于一化学反应：pP+qQ96如果P，Q，Y，Z均为气体如果均为溶液如果P，Q，Y，Z均为气体如果均为溶液97对化学反应有

rGm=

rGmθ+RTlnJ

rGmθ=–RTlnK

θ或(2)标准平衡常数和标准摩尔自由能变化的关系当rG

m=0反应达到平衡所以有S2-(aq)+2H2O(l)H2S(g)+2OH-(aq)pP+qQ=yY+zZ对化学反应有rGm=rGmθ+RTl98Example2根据Example1给出的条件，计算1000K下制备水煤气反应的标准平衡常数。解：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)Example2根据Example1给出的条件99例如：实验室中制取Cl2(g)的反应必须注意：

(1)各组分的浓度（或分压）应是平衡状态时的浓度（或分压）；

(2)平衡常数K

θ

与化学反应计量方程式有关；当反应物与生成物都相同的化学反应，化学反应计量方程式中计量数不同，其K

θ值也不同。例如：实验室中制取Cl2(g)的反应必须注意：100例如：合成氨反应K

θ1=(K

θ2)2=(K

θ3)3

显然例如：合成氨反应Kθ1=(Kθ2)2=(Kθ101合成氨氨分解反应的K(合)的K(分)互为倒数例如：合成氨氨分解反应的K(合)的K(分)互为倒数例如：1023.4.1.3化学平衡的计算平衡转化率（）：平衡时已转化了的某反应物的量与转化前的该反应物的量之比。注：化学平衡状态是反应进行的最大限度，某反应物在给定条件下，平衡时具有最大的转化率。平衡转化率即指定条件下的最大转化率。3.4.1.3化学平衡的计算平衡转化率（）：平衡时已转化了103Example3

763.8K时，H2(g)+I2(g)2HI(g)反应的Kc=45.7（1）如果反应开始时H2和I2的浓度均为1.00mol·L-1，求反应达平衡时各物质的平衡浓度及I2的平衡转化率。（2）假定平衡时要求有90％I2转化为HI，问开始时I2和H2应按怎样的浓度比混合？解（1）设达平衡时c(HI)=xmol·L-1H2(g)+I2(g)2HI(g)初始浓度/(mol·L-1)1.001.000-x/2-x/2+x1.00-x/21.00-x/2x变化浓度/(mol·L-1)平衡浓度/(mol·L-1)Example3763.8K时，H2(104x=1.54则平衡时各物质的浓度为：I2的平衡转化率＝0.77/1.00100%=77%（2）设开始时c(H2)=xmol·L-1

c(I2)=ymol·L-1H2(g)+I2(g)2HI(g)初始浓度/(mol·L-1)xy0x-0.90yy-0.90y1.8y平衡浓度/(mol·L-1)x=1.54则平衡时各物质的浓度为：I2的平衡转化率105则x/y=1.6/1.0则x/y=1.6/1.01063.5.1浓度对化学平衡的影响3.5.2压力对化学平衡的影响3.5.3温度对化学平衡的影响3.5.4催化剂和化学平衡3.5.5平衡移动的总规律3.5化学平衡的移动

3.5.1浓度对化学平衡的影响3.5化学平衡的移动

1073.5.1浓度对化学平衡的影响正向移动平衡状态逆向移动当c(反应物)增大或c(生成物)减小时，J<K

，平衡向正向移动当c(反应物)减小或c(生成物)增大时，J>K

，平衡向逆向移动JlnRTGGmrmr+D=DqqqKRTGmrln-=Dqq=+-=DKJlnRTJlnRTKlnRTGmrqqïþïýüïîïíì>=<ïþïýüïîïíì>=<=DKJKJlnRTGmr时，03.5.1浓度对化学平衡的影响正向移动当c(反应物)增大或108Example125oC时，反应Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)的K=3.2。●

当c(Ag+)=1.0010-2mol·L-1，c(Fe2+)=0.100mol·L-1，c(Fe3+)=1.0010-3mol·L-1时，反应向哪一方向进行？●平衡时，Ag+，Fe2+，Fe3+的浓度各为多少？●

Ag+的转化率为多少？●如果保持Ag+，Fe3+的初始浓度不变，使c(Fe2+)增大至0.300mol·L-1，求Ag+的转化率。Example125oC时，反应Fe2+(aq)+Ag109●先计算反应商，判断反应方向SoultionJ<K，反应正向进行●计算平衡时各物种的组成Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)开始cB/(mol·L-1)变化cB/(mol·L-1)平衡cB/(mol·L-1)0.1001.0010-21.0010-3-x-xx0.100-x1.0010-2-x

1.0010-3+x●先计算反应商，判断反应方向SoultionJ<K1103.2x2–1.352x+2.210-3=0x=1.610-3

c(Ag+)=8.410-3mol·L-1，c(Fe2+)=9.8410-2mol·L-1，c(Fe3+)=2.610-3mol·L-1●求Ag+的转化率●求设达到新平衡时Ag+的转化率为2Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)平衡II平衡cB/(mol·L-1)0.300-1.0010-2

1.0010-3+1.0010-22(1-2)1.0010-22

3.2x2–1.352x+2.210-3=111通过浓度对化学平衡的影响，人们可以充分利用某些不易得的、高价值的反应原料，使这些反应物有高的转化率。如制备水煤气的反应：为了充分利用焦碳(C)，可增加H2O(g)的浓度，使其适当过量，从而提高C(s)的转化。2=43%2(Ag+)>1(Ag+)说明平衡向右移动通过浓度对化学平衡的影响，人们可以充分利用某1123.5.2压力对化学平衡的影响●部分物种分压的变化

如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致J<K，平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致J>K，平衡向逆向移动。3.5.2压力对化学平衡的影响●部分物种分压的变化113对于反应

aA(g)+bB(g)dD(g)+eE(g)T一定，令n=(d+e)–(a+b)总压力P总增大x(x>1)倍●体积改变引起压力的变化若反应物，产物都是固态或纯液态，平衡不移动n=0，xn=1，J=K，平衡不移动对于反应aA(g)+bB(g)114n0，n>0，xn>1，J>K，平衡向逆方向移动，即向气体分子数减小的方向移动

n<0，xn<1，J<K，平衡向正方向移动，即向气体分子数减小的方向移动表2.3(P51)压力对化学平衡的影响n0，表2.3(P51)压力对化学平衡的影响115合成氨例如增加压力，平衡向气体分子数较少的一方移动；降低压力，平衡向气体分子数较多的一方移动。合成氨例如增加压力，平衡向气体分子数较少的一116在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩，n0，平衡向气体分子数减小的方向移动，n＝0，平衡不移动。对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物PB不变，J=K，平衡不移动对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果n0，平衡向气体分子数增大的方向移动。●惰性气体的影响（与反应无关的气体的引入）

1.反应H2O(g)H2（g）＋O2（g），在某温度和压力下达平衡，向此体系中通入惰性气体He(g)，保持温度和压力不变，但使体积增大，此时（）A.平衡左移 B.平衡右移C.H2O(g)，H2（g），O2（g）浓度均不变 D.平衡保持不变在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩，n0，平衡向117Example2某容器中充有N2O4(g)和2NO2(g)混合物，n(N2O4):n(NO2)=10:1。在308K，0.100MPa条件下，发生反应：N2O4(g)2NO2(g)；K(308)=0.315（1）计算平衡时各物质的分压（2）使该反应系统体积减小到原来的1/2，反应在308K，0.200MPa条件下进行，平衡向何方移动？在新的平衡条件下，系统内各组分的分压改变了多少？

N2O4(g)2NO2(g)

开始时nB/mol1.000.10平衡时nB/mol1.00-x