第二章化学反应的方向、速率和限度.ppt

1、,2.1 化学反应的方向,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的过程,必须靠环境对体系作非体积功才能进行的过程,自发过程,非自发过程,自发过程共同的基本特性：,(1) 自发过程具有单向性。,状态2,状态1,自发过程,非自发过程,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+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,(2) 自发过程具有作功的能力。,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+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,

2、推动风车做功,自发反应,设计电池做功,(3) 自发过程有一定限度。,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,2、影响化学反应方向的因素,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的方向进行.放热越多，能量降的越低,化学反应越彻底。,如：,C(s)+O2(g) = CO2(g) rHm = -393.51kJmol-1,H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g)rHm = -241.84kJ mol-1,热是决定过程方向的重要因素。,但是在现实中有不少吸热过程也是自发过程。,例如,NH4Cl(s) =

3、 NH3(g) +HCl (g) rHm = 176.91kJmol-1,热不是决定过程方向的唯一因素。,H2O(s) = H2O(l) rHm = 6.01kJmol-1,在不同的状态下，组成系统的微观粒子运动的混乱程度不一样,如冰的融化、氯化铵的分解，系统的 混乱度都增加了,反应方向与系统的混乱度,大量的事实表明：,混乱度的增大是除热以外决定过程方向的另一因素。,熵概念初步,熵（S）,熵是用于度量混乱度的物理量,熵是状态函数, 是广度性质.,单位 JK-1,热力学第三定律,在0K时，任何纯物质理想晶体的熵值等于零。 S0 = 0,以0 K的纯物质完整晶体为始态,可以通过实验求得物质在其它状

4、态的熵值,规定熵：按照热力学第三律的规定，通过实验求得的物质在一定状态的熵值,(1) 物质含微粒越多，结构越复 杂，熵值越大。,(2) 混合物比相应的纯净物熵值大。,标准摩尔熵值大小的一般规律：,(4) 同一物质体积越大，熵值越大。,(5) 同一物质的不同聚集态中， 气态液态固态,熵值相对大小的一般规律：,标准摩尔熵值大小的一般规律：,(3) 同一物质，温度越高，熵值越大。,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

5、,1000K), 试判断下列过程的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) 从溶液中析出结晶,(+),(+),(+),(),(), 从以下各对物质中选出有较大混乱度的物质（均为1mol）。除 已注明条件外， 每对物质都具有相同的温度和压力 。,rSm = BSm (B),标准摩尔反应熵的计算,化学反应的熵变,Sm 213.6 69.94 228.0 205.0,rSm = B Sm （B）,= (6)213.6 + (6)69.94 + 228.0 + 620

6、5.0 JK1mol1,= 243.24 JK1mol1,6CO2(g) + 6H2O(1)= C6H12O6(s) + 6O2(g),例 计算下面反应在298.14K的标准摩尔反应熵,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

7、减自发,例 试计算下列反应在298K时的rHm rSm ，并说明能否由计算结果判断反应方向。, N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) N2(g) + O2(g) = 2NO(g),fHm (kJmol-1) 0 0 -46.11 0 0 90.25 Sm (JKmol-1) 191.5 130.57 192.3 191.5 205.03 210.65,Gibbs （Qosiah Willard Gibbs,1839-1903年） 美国物理化学家,G是由几个状态函数组合而成的，,G = H TS,定义式,因此G是一个状态函数，是一个广 度性质。,单位：J、kJ,.吉布斯自由能(G),

8、G = G2 G1,对于指定的始终态， Gibbs自由能的变化G 是定值， 与途径无关。,（因为焓的绝对值目前尚无法求得）,Gibbs自由能G的绝对值尚无法求得,但G是可以通过实验求得的,自发过程的Gibbs自由能判据,等温等压且系统不做非体积功的过程,G 0 自发过程 G 0 非自发过程 G 0 系统处于平衡,可见，等温等压的自发过程，系统 总是朝着Gibbs自由能减少的方向进行,化学反应是否自发的判据,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/mol,rG m 摩尔吉布斯自由能变 rG m 标准摩尔吉布斯自由能变

9、,标准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摩尔指定化合物时的自由能变。,定义：,例如,298K时,rGm = fGm(CH3OH(l)=-116.4kJ/mol,d D + e E,g G + h H,rGm,rGm = BfGm (B),6CO2 (g) + 6H2O (g) =,C6H12O6 (s) + 6O2(g),由反应的fGm计算这个反应在298.15K和标准态下能否发生？,解：, 该反应正向不能发生,例 下面反应,定压下反应自发性的类型,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

10、非自发过程,rHm rSm rGm 反应情况, 低温： 高温：, 低温： 高温：, ,温度对化学反应方向的影响,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,例 已知反应 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)的,求反应正向自发进行的最低温度。,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因素,以致很长时间观察不到反应的进行,如:,fGm(NO2(g)=+51. 99kJ/mol,fGm(NO(g)=+86. 69kJ/mol,注意,温度对rHm基本无影响,但对rGm的 影响很大,还改变了正负

11、,3、化学反应方向的判断,（1）r Gm和反应方向的判断,r Gm = r Hm Tr Sm,rGm = BfGm (B),例 已知反应 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)的,求反应在298K时的rGm及反应方向。,解：,r Gm 0，反应逆向自发,反应式 d D + e E = g G + h H,J =,当各物质是溶液中的溶质时,J称为指定反应式的反应商,化学反应等温方程式,c(D), c(E), c(G), c(H) 浓度 molL-1,相对浓度c/c,c 标准态浓度 1molL-1,（2）r Gm和反应方向的判断,J =,反应商表达式书写要点,1、纯固体、纯液体、溶剂

12、不写入表达式,2、指明反应式,-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之间的关系 根据上式可以判断任意状态下的反应自 发进行方向 rG m、 r Gm的温度必须一致,r Gm = r Gm +RT lnJ,例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应的方程式为MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(l) 试问在298K标准态时, 反应能否自发发生?,解：,MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(l),-464.8 0 -13

13、1.17 -228 0 -237.19,故在298K标准态下，该反应不能自发进行。,例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应的方程式为MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) +Cl2(g) + 2H2O(2) 若用12.0molL-1HCl，其它物质仍为标准态, 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,注意,等温等压下，反应能否自发的判据：,标准状态下，反应能否

14、自发的判据：,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),rHm0 rSm0 rG m0 时反应自发进行 rGm = rHmT rSm,判断 :, 放热反应是自发的。 对于S0 的反应，高温下非自发。 反应的产物分子数比反应物多，则反应的rS必是正值。 必须指明是同一物态C3H8(g) +5O2(g) =3CO2(g) +4H2O(l),最稳定单质的fHm、 fGm 、 rSm 皆为零。, 最稳定单质的 rSm 0, 只是标态时不能自发进行。 凡是自发反应都是快速反应。 热力学未包括时间因素。,反应的rGm 0 , 该反应永远不能自发

15、进行。,2.2 化学反应的限度,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的反应。,1、化学平衡及特征,化学平衡,v（速率）,t (时间), v正 = v逆 0, 各物质浓度不再改变,动态平衡,平衡浓度,(3) 条件改变,平衡移动,Kc,化学反应式 c C + d D = x X + y Y,实验平衡常数,2、化学平衡常数,c(D), c(C),c(X), c(Y)平衡浓度 molL-1,Kc-浓度平衡常数,Kp,化学反应式 c C + d D = x X + y Y,p(D), p(C), p(X), p(Y) 平衡分压,Kp-压力平衡常数

16、,若x+y=d+c,Kc,Kp无量纲; 若x+yd+c,Kc,Kp有量纲;,关于平衡常数的一些说明：,（1）平衡常数是表征化学反应限度的一种特征值。平衡常数越大，表示反应达平衡时正反应进行得越完全。,（2）在一定温度下，不同的反应各有其特定的平衡常数。,（3）平衡常数值与反应式的书写有关。,（4）平衡常数值与温度有关。,（5）平衡常数值与各物质初始浓度、分压无关。,（6）实验平衡常数一般有单位。,解,K p,= 1.0105 Pa,解,K c,= 1.210 -2 molL-1,标准平衡常数(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/p,c 标准态浓度 1molL-1,p

17、标准态压力 100kPa,注意,标准平衡常数没有压力平衡常数和浓度平衡常数之分 平衡常数的大小表明化学反应进行的程度. 平衡常数的大小首先决定于化学反应的本性,其次与温度有关,与浓度无关.,K无单位,例： N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力： 4.17 12.52 3.57 (106 kPa)求实验平衡常数与标准平衡常数,结论：标准平衡常数无量纲，数值上与 实验平衡常数往往不同。,书写和应用标准平衡常数应注意,平衡常数表达式要与一定的化学方程式相对应。同一反应，若方程式的书写形式不同，平衡常数的表达式也不同。,K2= (K1)1/2,化学反应中有纯固体、纯液体参加时，

18、在平衡常数表达式中不写出。,K=,书写和应用标准平衡常数应注意,在水溶液中进行的反应，水的浓度可视为常数，在平衡常数表达式中不写出。,K=,书写和应用标准平衡常数应注意,在非水溶液中进行的反应，水的浓度不可视为常数，在平衡常数表达式中必须写出。如 C2H5OH+CH3COOH CH3COOC2H5+H2O,书写和应用化学平衡常数应注意,多重平衡规则,若两个或多个反应，平衡常数分别为K1， K2， K3，这几个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,例 已知25时反应,解：反应 + 得：,2BrCl

19、 (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的 。,I2(g)+Br2(g) 2IBr(g)的 =0.051 计算反应,2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g)的 =0.45,2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g),例 已知下列反应在1123K的标准平衡常数： (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时的K3 (3) 2 COCl2(g) = C(gra) + CO2(g) + 2Cl2(g),解 （3

20、）= （1）2（2） 故,3、 化学平衡的计算,（1）由平衡组成计算平衡常数,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，平衡时测得容器内的总压力p为70kPa。计算反应在该温度下的K。 NH4HS（s） = NH3（g）+ H2S（g）,解 由反应式知，平衡时容器中NH3（g）和H2S（g）的分压相等，总压力等于分压之和，,因此有 K = p(NH3)/p p(H2S)/p ,= （35/100）（35/100）= 0.1225,2、 计算反应的平衡和初始组成及平衡转化率,例：含有0.100molL-1的AgNO3、0.100molL-1的Fe（NO3）2 、和0.0

21、100molL-1的Fe（NO3）3的溶液在298.15K下发生如下反应 Fe 2+ Ag += Fe 3+ Ag 已知298.15K下该反应的 K = 2.98。 求开始时反应的自发方向； 计算平衡时Fe 2+、 Ag +和 Fe 3+的浓度及Ag +的转化率。,= 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=,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

22、.100-x 0.0100+x,x = 0.0130,c(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-1,Ag +的转化率 = 0.0130/0.100 = 0.13,= 2.98,例：恒温恒容下，NO(g)与O2 (g) 反应生成NO2(g) ：,若反应开始时，NO的分压为100kPa， O2 的分压为300kPa， NO2的分压为0。平衡时 NO2 (g) 的分压为12 kPa。求平衡时NO和O2的分压以及反应的标准平衡常数。,2NO

23、(g) +O2 (g) 2 NO2 (g),p(O2)=300 kPa - kPa=294 kPa,p(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,变化pB/kPa -12 - 12,容器为5.00L，平衡时p(PCl5)=100kPa，求： (1) PCl3和Cl2的起始量(设起始充入为等量); (2) PCl3的平衡转化率。,例：已知反应PCl3 (g)+Cl2(g) PCl5(g) 在恒温恒容条件下进行,523K时K =0.76

24、7。,开始pB/kPa x x 0 平衡pB/kPa x-100 x-100 100,解： PCl3 (g)+Cl2 (g) PCl5(g),2.3化学平衡的移动,r Gm = r Gm +RT lnJ,r Gm = -RTlnK +RT lnJ =RTlnJ/ K,可以根据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,化学平衡的移动,化学平衡是动态平衡，在平衡时J K 。,如果改变条件使J不等于K ， 平衡就被破坏，反应继续进行，,直至在新的条件下使J重新等于K 从而达到新的平衡为止。,这种过程称为化学平衡的移动。,浓度对化学平衡

25、的影响,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,气体分压力对化学平衡的影响,J =,气体反应式 d D + e E = g G + h H,气体总压力等于各气体物质分压力之和，,总压力对化学平衡的影响,J =,气体反应式 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,总压力对化学平衡的影响,J =,气体反应式 d D + e E = g

26、 G + h H,总压力增加 x 倍后的反应商J后与原反应商J的 关系,J后= xg+h d - e J,如果g+h d - e小于零, 即正向反应是气体分子数减少的反应,则增大总压力将使反应商变小, 平衡向正方向移动.,总压力对化学平衡的影响,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的反应方向移动，,减小总压力将使平衡向气体分子数增多的反应方向移动。,如反应前后气体分子数不变或无气体参与反应， 则改变总压力对平衡无影响。,恒温恒容，通入惰性气体，总压力增大，分压力不变，不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

27、体，为了维系恒压，必须增加体积，各分压下降，平衡向计量系数增加的方向移动。,若向反应体系中加入不参加反应的 惰性气体，有如下情况,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)计算标准平衡常数K ； (2)使该反应在298.15K，1000kPa 条件下进行，达平衡时N2O4(g)的转化率为多少？在新的平衡条件下，体系内各组分的分压为多少？ (3)由计算说明压力对平衡的影响。,N2O4(g) 2NO2(g),平衡时N2O4(g)的转化率为50%。,解：(1),平衡时pB/kPa,平衡时nB/mol 1.00-x 0.00+2x

28、,开始时nB/mol 1.00 0.00,N2O4(g) 2NO2(g),x =0.5,开 始 时 nB/mol 1.00 0.00,平衡时 pB/kPa,N2O4(g) 2NO2(g),平衡时 nB/mol 1.00-y 0.00+2y,(2),y = 0.18,=转化率,(3)总压力由100kPa增加到1000kPa ， 转化率由0.5降低至0.18, 平衡逆向移动。,温度对化学平衡的影响,r Gm = RT ln K,r Gm = r Hm Tr Sm, RT ln K = r Hm Tr Sm,ln K = r Sm / R r Hm /T R,ln K1 = r Sm/ R r Hm

29、 /T1 R,ln K2 = r Sm / R r Hm /T2 R,ln (K2 /K1 ) =,r Hm (T2 T1 ),R 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 时的K2 (2)求 rHm （当已知不同温度下的K 值时）,ln (K2 /K1 ) =,r Hm (T2 T1 ),R T1 T2,正向反应是吸热反应即r Hm 0,正向反应是放热反应即r Hm 0,例 求723K时下面反应的K ， 2SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g) 已知反应在298.15K的K = 6.8 1024 r Hm = 1

30、97.78 kJmol-1,解 由,有,K (723)= 2.95 104,4、 催化剂和化学平衡,催化剂可以缩短反应到达平衡的时间。,催化剂不能改变反应体系的平衡组成。,对于已达到平衡的反应体系，催化剂不能使平衡发生移动。,Le Chatelier 原理（平衡移动原理 ）,当体系达到平衡后， 若改变平衡状态的任一条件， 平衡就向着能减弱其改变的方向移动。,2.4化学反应速率,平均速率,用单位时间内反应物浓度减少的量或生成物浓度增加的量来表示：,以生成物浓度增加的量表示时：取正号,以反应物浓度减少的量表示时：取负号,单位：molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1等,化学反

31、应速率及表示方法,在时间间隔 t = t2 t1内，该反应的平均速率可以表示为：,对于任意反应 ： a A + b B = d D + e E,用不同物质表示的平均速率之间有以下关系：,通常采用其浓度变化易于测定的物质来表示反应速率,瞬 时 速 率,瞬时速率：是用某一瞬间反应物浓度减少的量或生成物浓度增加的量来表示,瞬时速率的求得 实验作图法：,由实验测得反应物或生成物的浓度随时间变化的相应数据，再以浓度对时间作图，可得ct曲线。过曲线上某点作切线，则该切线斜率的负值，就等于反应在此对应时刻的瞬时速率。,一、有效碰撞理论,根据对一些简单气体反应的研究，并以气体分子运动论为基础，路易斯提出了双分

32、子反应的有效碰撞理论。,基本要点：,（一）化学反应进行的先决条件是反应物分子间的相互碰撞。反应物分子间碰撞的频率越高，反应速率越快。,化学反应速率理论,有效碰撞理论,（二）大多数的碰撞并没有导致反应发生，能发生反应的碰撞只占极少数。,有效碰撞：能发生反应的碰撞,发生有效碰撞的分子或离子必须具备的条件： 要具有足够的能量 碰撞时要取合适的方向,有效碰撞理论,N,O,O,无效碰撞,有效碰撞,图 分子碰撞的不同取向,O,C,O,C,O,O,N,有效碰撞理论,活化分子、活化能,活化分子：具有较高能量、能发生有效碰撞的分子。,活化能：活化分子具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能，用符

33、号Ea表示。,活化能由反应的本性决定，与反应物的浓 度无关，受温度影响较小，受催化剂影响 很大。,活化能常用单位kJmol-1。 一般化学反应的活化能在40400 kJmol-1之间， 多数在60250 kJmol-1之间 活化能小于40 kJmol-1的化学反应，反应速率极 快；活化能大于400kJmol-1的化学反应，反应速 率极慢；,活化分子百分数(f),二、过渡状态理论,基本要点：,（一）化学反应不是通过简单碰撞一步完成的，反应物在转化为生成物的过程中，要经过一个中间过渡状态。,例如反应：CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g),当具有较高能量的NO2与CO分

34、子互相以适当的取向充分靠近时，价电子云互相穿透，使原有的NO键部分破裂，而新的CO键部分形成，由此形成了一种活化配合物 ONOCO,N,O,O,+,C,O,N,O,O,C,O,N,O,+,C,O,O,活化络合物,（过渡状态）,NO,2,和CO的反应过程,过渡状态理论,(二)活化配合物具有较高的势能,极不稳定,会很快分解。,(三)活化配合物分解为产物的趋势大于重新变为反应物的趋势。,过渡状态理论,（四）活化能,活化配合物处于比反应物、生成物都高的能量状态（形成 “能垒” ）。反应物分子只有吸收足够的能量，才能越过“能垒”转化为生成物，反应才会发生。,反应的活化能大，则反应进行时所必须越过的能垒就

35、高，反应速率就慢；反应的活化能小，则反应进行时所必须越过的能垒就低，反应速率就快。,影响化学反应速率的因素,1.元反应和复杂反应,元反应和简单反应：,一步完成的反应称为元反应，也称为简单反应。,例如：,CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) 2 NO2(g) 2NO(g) + O2(g),浓度对反应速率的影响,由两个或两个以上的元反应构成的反应称为复杂反应,复杂反应,例如：I2(g) + H2(g) 2HI(g),是由两个元反应构成的： 第一步： I2(g) 2I (g) （快反应） 第二步： H2(g) + 2I(g) 2HI(g)（慢反应）,复杂反应的反应速率主要取决于

36、组成该反应的各元反应中速率最慢的一步定速步骤,2.质量作用定律,质量作用定律：,在恒温条件下，元反应的反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比，其中各浓度幂均以元反应中相应物质的系数作为指数。,化学反应的速率方程式：表示反应速率与反应物浓度之间定量关系的数学式,对于元反应：a A + b B = d D + e E,质量作用定律只适用于元反应,质量作用定律,k-比例常数，称为速率常数,影响k的因素：,1.反应物本性有关，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，而必须根据实验数据导出,速率方程式的写法：,元反应或简单反应：根据质量作用定律直接写出,质量作用

37、定律,例如，N2O5的分解反应 2 N2O5 4 NO2 + O2,实验表明：,N2O5的分解反应由以下三步组成： 第一步 N2O5 N2O3 + O2 （慢反应） 第二步 N2O3 NO2 + NO （快反应） 第三步 2NO + O2 2 NO2 （快反应）,第一步元反应是定速步骤，总反应的速率方程式由该步决定。,其速率方程式为： = kc(N2O5),质量作用定律,书写反应速率方程式时注意：,1如果反应物是气体时，可用气体浓度或分压代入速率方程式来表示反应速率。,例如基元反应：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如果反应物中有固体或纯液体参加，在书写反应速率方程式时，可不写出固体或液体的浓度。,例如：C (s) + O2 (g) CO2 (g)：,反应式：a A + b B = d D + e E,n=+ 总反应级数, A的级数, B的级数,与a， 与b之间没有必然联系，不一定相等。,反 应 级 数,H2 + Cl2 2HCl = k c 0.5(Cl2) c(H2 ),1.5级反应,I