普通化學-4化學反應速率課件

?普通化學?網(wǎng)絡課件授課教師：許迪歐單位：化學教研室

第四章化學反響速率Chapter4ChemicalReactionRate一、化學反響速率的概念二、濃度對化學反響速率的影響三、溫度對化學反響速率的影響四、反響速率理論簡介第一節(jié)化學反響速率的概念化學反響速率：(對于等容反響〕單位時間內(nèi)反響物濃度的減少或者產(chǎn)物濃度的增加來表示.濃度常用mol·l-1，時間常用s，min，h反響速率又分為平均速率〔averagerate〕和瞬時速率〔instaneousrate〕兩種表示方法.瞬時速率只能用作圖的方法得到：平均速率：v=△c/△t+▲實際工作中如何選擇，往往取決于哪一種物質(zhì)更易通過實驗監(jiān)測其濃度變化.對于一般的化學反響：aA+bByY+zZ反應2W+XY+Z哪種速率表達式是正確的？●內(nèi)因：毫無疑問，反響速率首先決定于反響物本身的性質(zhì).●外因：濃度

溫度

催化劑

接觸面積對于某一化學反響的快慢影響因素白磷在純氧氣中燃燒白磷在含20%的氧氣中燃燒二、質(zhì)量作用定律和速率方程

當其他條件一定〔如T，反響物等〕時，反響物濃度越大，化學反響的速率越快。對于有氣體參加的化學反響，增大系統(tǒng)的壓力，就意味著增加氣體反響物的濃度，反響速率也會隨之增大。

如在溫度恒定情況下,增加反響物的濃度可以增大反響速率。質(zhì)量作用定律指出:在一定溫度下，反響速率與反響物濃度的乘積成正比。說明反響物濃度與反響速率之間定量關(guān)系的數(shù)學表達式稱為速率方程。對于基元反應：根據(jù)質(zhì)量作用定律，其速率方程為：說明：1.質(zhì)量作用定律只適用于基元反響。2.K為速率常數(shù)，數(shù)值等于反響物濃度均為1mol·L-1時反響速率的值，一般由實驗測得。由反響物的本性決定，與濃度無關(guān)。改變溫度或Cat，K也變化。3.復雜反響的速率方程只能通過實驗獲得！即使由實驗測得的反響級數(shù)與反響方程式中反響物計量數(shù)之和相等，該反響也不一定就是基元反響.設反響的速率方程為v=kc(NH4+)nc(NO2-)m由實驗1和2可知：v2:v1=2.00=(2.0)m∴m=1同理可得n=1∴v=kc(NH4+)c(NO2-)1.35×10-7mol·dm-3·s-1

(0.100mol·dm-3)(0.005mol·dm-3)k==2.7×10-7mol·dm-3·s-1=2.7×10-7mol·dm-3·s-1對反應NH4+(aq)+NO2-(aq)N2(g)+2H2O(l)實驗

初始c(NH4+)初始c(NO2–)初始速率(moldm–3·s–1)1.35×10-70.005moldm–320.200moldm–30.010moldm–35.40×10-730.100moldm–30.010moldm–32.70×10-70.100moldm–31例題P784.1三、反響級數(shù)〔一〕反響級數(shù)反響速率方程中反響物濃度項的冪指數(shù)之和稱為反響級數(shù)。基元反響都具有簡單的級數(shù)，而復合反響的級數(shù)可以是整數(shù)或分數(shù)。反響級數(shù)反映了反響物濃度對反響速率的影響程度。反響級數(shù)越大，反響物濃度對反響速率的影響就越大。反響級數(shù)通常是利用實驗測定的。反應級數(shù)

速率方程速率常數(shù)的單位

0v=kmol.L-1.s-1

1v=kcs-12v=kc2mol-1.L.s-1

3v=kc3mol-2.L2.s-1速率常數(shù)的單位是不同的；速率常數(shù)越大，說明反響進行的越快；速率常數(shù)大小受多因素的影響，最重要的是溫度。溫度每升高10K，速率常數(shù)增大2-4倍。速率常數(shù)只是一個比例系數(shù),是排除濃度對速率的影響時表征反響速率的物理量.反響級數(shù)與速率方程的關(guān)系〔二〕反響級數(shù)與化學計量方程式的關(guān)系

一、范特霍夫規(guī)則

溫度每升高10K，化學反應速率大約增加到原來的2~4倍。這一規(guī)則稱為規(guī)則。溫度對化學反應速率的影響，其實質(zhì)是溫度對速率常數(shù)的影響。若以k(T)和k(T＋10K)分別表示溫度為T和T＋10K時的速率常數(shù)，則有如下關(guān)系：

第三節(jié)溫度對化學反響速率的影響式中的稱為溫度因子，。當溫度由T升高到T＋a×10K時，可得：

●分子運動速率加快,反應物分子間碰撞頻率增大.●活化分子百分數(shù)增大原因：速率常數(shù)k的大小取決于反響的活化能Ea和指數(shù)因子A，但由于A處于對數(shù)項中，對k的影響遠較Ea為小，故k的大小主要由Ea決定，Ea越小，ln{k}就越大，k也就越大。

二、阿侖尼斯〔Arrhenius〕方程1889年，Arrhenius根據(jù)大量實驗數(shù)據(jù)，總結(jié)出速率系數(shù)與溫度之間的關(guān)系為：

假設以對數(shù)形式表示，那么為：A為常數(shù)，指前因子；Ea反響的活化能假設某一反響在T1時的速率系數(shù)為k(T1),在T2時的速率系數(shù)為k(T2)，那么有：或g2.303應用Arrhenius方程時，還應注意到以下問題：●Ea處于方程的指數(shù)項中，對k有顯著影響，在室溫下，每增加4kJ·mol-1，k值降低約80%。●溫度升高，k增大，一般反響溫度每升高10℃，k將增大2~4倍?！駥Σ煌错?，升高相同溫度，Ea大的反響k增大的倍數(shù)多。因此升高溫度對反響慢的反響有明顯的加速作用?！窀鶕?jù)對同一反響，升高一定溫度，在高溫區(qū)Ea增加較少。因此對于原本反響溫度不高的反響,可采用升溫的方法提高反響速率；1.T1—k1，T2—k2，求Ea阿侖尼斯〔Arrhenius〕方程式的應用兩式相減，整理得到：AA2.由Ea計算反響速率常數(shù)例題P814.2一、碰撞理論碰撞理論認為：化學反響的實質(zhì)是原子的重新組合，在組合過程中，必須破壞反響物分子中的化學鍵，才能形成產(chǎn)物分子中的化學鍵。而舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成，是通過反響物分子間的相互碰撞來實現(xiàn)的。在反響物分子的無數(shù)次碰撞中，只有極少數(shù)的碰撞才能發(fā)生化學反響。這種能夠發(fā)生化學反響的碰撞稱為有效碰撞。能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子，它比普通分子具有更高的能量。第四節(jié)反響速率理論簡介以氣體分子運動論為根底，主要用于氣相雙分子反響。只有活化分子與活化分子碰撞才能發(fā)生化學反響，這樣的碰撞叫做有效碰撞。理論要點:①化學反響發(fā)生的先決條件是反響物分子間的相互碰撞。②只有活化分子發(fā)生的有效碰撞才能使反響發(fā)生。③活化能是活化分子具有的最低能量與反響分子的平均能量之差。即：Ea=Ec=E1–E平發(fā)生反應的兩個基本前提：發(fā)生碰撞的分子應有足夠高的能量碰撞的幾何方位要適當在一定溫度下，反響的活化能越大，活化分子的分子百分數(shù)越小，活化分子越少，有效碰撞次數(shù)就越少，因此化學反響速率越慢；反響的活化能越小，活化分子的分子百分數(shù)越大，活化分子越多，有效碰撞次數(shù)就越多，化學反響速率越快。除了要考慮反響物分子間的碰撞頻率和反響物的活化能外，還要考慮碰撞時分子的空間取向。活化分子要發(fā)生有效碰撞，它們彼此間的取向必須適當。反響速率與碰撞頻率Z，分子有效碰撞分數(shù)f，以及方位因子p有關(guān)碰撞理論解釋化學反響動畫演示二、過渡狀態(tài)理論

過渡狀態(tài)理論認為:化學反響并不是通過反響物分子的簡單碰撞完成的，而是反響物分子要經(jīng)過一個中間過渡狀態(tài)，形成活化配合物。反響物與活化配合物之間很快到達化學平衡，化學反響的反響速率由活化配合物的分解速率決定。反響過程可表示為：快