第三章 化学反应速率（课件）- 《无机及分析化学(第二版)》同步教学（高教版）

第三章 化学反应速率 知识目标： 掌握化学反应速率的表示方法； 了解碰撞理论的基本假设； 理解活化能的概念； 掌握浓度、温度和催化剂对化学反应速率的影响。 能力目标： 能根据实际需要选择合适的反应条件； 能计算常见药物的有效期和半衰期； 能应用阿伦尼乌斯理论进行有关计算； 能分析浓度、温度的改变和催化剂存在对化学反应速率的影响 第一节 化学反应速率概述 化学反应进行的快慢程度常用化学反应速率(υ)来描述。通常用单位时间内某反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加来表示化学反应速率。化学反应速率的表达式： υ=±(c2-c1)/(t2-t1) =±Δc/ Δt 式中， υ表示化学反应在t1到t2这段时间内的平均速率。 浓度的单位用mol/L，时间单位用秒(s)、小时(h)或天(d)表示。因此反应速率的单位可以用mol/(L·s)、 mol/(L·h)、 mol/(L·d)来表示。 对于一般化学反应： aA+bB=gG+hH - Δc(A)/aΔt=- Δc(B)/bΔt=Δc(G)/gΔt= Δc(H)/hΔt 一、化学反应速率及其表示方法 二、碰撞理论 碰撞理论是化学反应速率的理论之一，是在气体分子运动论的基础上提出来的，在一定程度上较好地解释一些气态双原子分子反应速率的差别。其基本假设如下： 气体分子是无内部结构的简单刚性球体； 反应物分子间发生碰撞是反应的必要条件，分子必须经过碰撞才能发生反应。碰撞频率越高，化学反应速率越快。 不是所有的碰撞都能导致反应的发生，在无数次的碰撞中，只有极少数能量大于某一临界值的分子，它们之间的碰撞才能发生反应，这种碰撞称为有效碰撞，能够发生有效碰撞的分子称为活化分子，活化分子具有的最低能量称为临界能Ec。 碰撞若不是发生在分子的有效部位，即使碰撞能量超过临界能，碰撞仍是无效的。 三、活化能 活化能的概念是阿伦尼乌斯提出来的：反应物分子必须经历一个活化了的中间状态，才能转变成产物，这个活化了的中间状态就是活化分子。由普通分子变为活化分子所需要的能量就是反应的活化能，阿伦尼乌斯的活化能可以通过实验测得，又称为实验活化能。 A+BC=AB+C A+BC为普通分子，ABC为活化分子，活化分子与普通分子的能量之差就是活化能Ec。 要使反应物变成生成物必须越过能垒，每个反应都有特定的活化能，取决于反应本身，一般在60-250kJ/mol之间。化学反应的活化能越小，反应进行时所需要越过的能垒越小，阻力越小，化学反应速率就越大。在实际工作中，常通过降低活化能，提高反应速率，可见反应的活化能是决定化学反应速率大小的重要因素。 第二节 影响化学反应速率的因素 1. 质量作用定律 一、浓度对化学反应速率的影响 在恒定温度下，对于一步完成的化学反应来说，其化学反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比： aA+bB=gG+hH 则表示反应物浓度(cA、cB)与反应速率(υ)定量关系的质量作用定律表达式为： υ =kcaAcbB 上述表达式又称为速率方程。k为反应的特征常数，称为速率常数，k值越大，化学反应进行的越快。 例如：一氧化氮氧化生成二氧化氮的反应 NO2(g)+CO(g)=NO(g)+CO2(g) 为简单反应，其速率方程可表示为： υ=kc(NO2)c(CO) 需要注意的是，在质量作用定律关系式中，反应物只包括气体反应物或溶液中的溶质，固体、纯液体及稀溶液中的溶剂的浓度可视为常数，因而不写入速率方程中。例如碳的燃烧反应 C(s)+O2=CO2 其速率方程可表示为： υ=k[c(O2)] 2. 简单级数反应 (1) 反应级数 速率方程中各物质的浓度的指数和称为反应级数，可以是正(负)整数、0和非整数，不一定与反应物的系数相同。常见的有： 零级反应： υ =-dc/dt=k0 一级反应： υ =-dc/dt=k1c 二级反应： υ =-dc/dt=k2c2A或υ =-dc/dt=k2cAcB (2) 一级反应 反应速率与物质浓度的一次方成正比的反应称为一级反应，其速率方程为： υ =-dc/dt=k1c 积分后 ln(c0/c)=k1t 或 lnc=lnc0-kt 当反应物浓度降至初始浓度一半时，所需时间t1/2称为半衰期。将c=c0/2带入上式，得到： t1/2=ln2/k=0.693/k 由此可见，一级反应的半衰期是一个只与k有关的常数，与反应物浓度无关。 1. 范特霍夫规则 二、温度对化学反应速率的影响 范特霍夫总结温度对反应速率常数的影响时，得出如下经验规则：温度每升高10K，速率常数增加2-4