1.1化学反应速率（课件）-《无机化学》同步教学（化学工业出版社）

化学反应速率和化学平衡 前 言 化学反应涉及两个基本问题： 1.在指定条件下反应进行的方向和限度--- 化学热力学。 2.反应进行速率和具体步骤(反应机制)---化学动力学。 研究化学反应速率与化学反应的机制，是化学动力学的任务。 第一讲 化学反应速率 通关秘籍：掌握化学反应速率的概念，掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，了解分子碰撞理论和过渡状态理论 一、反应速率的表示方法 反应速率一般以在单位时间、单位体积中反应物的量 的减少或产物的量的增加来表示。 ⒈ 平均速率 反应物取“-”， 产物取“+” △t △c i ± = u 单位：mol/(L*s)、mol/(L*min)、mol/(L*h) 例：在298K下，将2.1 mol·L-1的N2O5充入一密闭容器中，分解反应中各物质浓度变化如下： 2 N2O5（g）→4NO2(g) + O2(g) 起始浓度/ mol·L-1 2.1 0 0 100秒末浓度/ mol·L-1 1.95 0.30 0.075 试计算反应开始100秒内的平均速率. 注意 当用反应物表示反应速率时，由于反应物不断减小，浓度的变化为负值，为使反应速率为正值，需在浓度变化符号前加一符号 虽然不同物质表示同一时间内反应速率的数值不同，但其比值恰好等于反应中各物质的化学计量系数之比 实际上，大部分化学反应都不是等速率进行的，反应进行过程中，体系中各组分的浓度和反应速率随时间变化，上述所表示的反应速率实际上是在一段时间间隔内的平均速率，要确切描述某一时刻的反应速率，必须使时间间隔尽量小，反应速率趋近于瞬时速率 1918年路易斯提出了反应速率的碰撞理论。 该理论假定：反应物分子是刚性球体，认为反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。 二、分子碰撞理论 ①反应速率与反应物分子碰撞次数间的关系 在反应分子的碰撞中，只有很少的碰撞才能发生化学反应。能发生反应的碰撞被称为有效碰撞 。 ②影响碰撞的方位因素 O C O C O O N O O N O C O O N 有效碰撞 无效碰撞 ③反应速率与分子能量间的关系 活化分子：具有较高能量，能发生有效碰撞的分子。 活化能(Ea)：活化分子具有的最低能量与分子总体的平均能量差值。 ※ 活化能越高，活化分子数越少，反应速率越慢； 活化能越低，活化分子数越多，反应速率越快。 结论： 活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关， 活化能的大小是由反应物分子的性质决定。 内因 推论: 活化能越小则一般分子成为活化分子越容易， 则活化分子越多， 则单位时间内有效碰撞越多， 则反应速率越快。 归 纳 总 结 一个反应要发生一般要经历哪些过程？ 普通 分子 活化能 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 新物质 能量 12 三、过渡态理论 具有足够能量的反应物分子不是通过简单碰撞就直接生成产物，而是反应物分子相互靠近，先形成一定结构的、能量较高的活化配合物，然后活化配合物经过旧键断裂、新键生成，生成产物分子。 A + BC A…B…C AB + C 活化配合物 过渡态 反应物转化为成活化配合物时所吸收的能量称为正反应的活化能(Ea)。 化学反应的热效应是正、逆反应的活化能之差。 活化配合物转化为产物分子时所释放的能量称为逆反应的活化能 (Ea′)。 反应坐标 能量 14 不同化学键的改组需要的活化能不同，因而反应速率就不同。 一般化学反应的Ea：42～420kJ·mol-1， Ea﹤42 kJ·mol-1 化学反应速率极快， Ea﹥420 kJ·mol-1 化学反应速率又极慢， 大多数化学反应的Ea在62～250 kJ·mol-1。 ※ 活化能越高，活化分子数越少，反应速率越慢； 活化能越低，活化分子数越多，反应速率越快。 四、影响化学反应速率的因素 ● 内因：毫无疑问，反应速率首先决定于反应物本身的性质。 ● 外因： 浓度 温度 催化剂 接触面积 影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 增大浓度 增加 增加 增加 增大 zxxk 反应物浓度越大，反应速率就越快 1、浓度对化学反应速率的影响 压强对反应速率的影响