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课件网) 第6章 化学反应的速率 §6.1 反应速率概念 §6.2 反应速率理论 §6.3 浓度对反应速率的影响 §6.4 温度对反应速率的影响 §6.5 催化剂对反应速率的影响 热力学解决了化学反应的可能性问题， 但化学反应实际上的发生，却是动力学研究的范畴。 自发过程是否一定进行得很快 ? H2(g)+1/2O2(g) →H2O(l) △rGθm = -237.18 KJ.mol-1 速率相当慢！ 2NO2→N2O4(g) △rGθm = -4.78 KJ.mol-1 反应速率相当快！ 热力学 可能性 动力学 可行性 速率和机理是化学动力学研究的核心题。 反应速度因反应而异： 火药爆炸———瞬间 中和反———几秒 合成无机材料、有机合成、高分子合成———小时 橡胶老化—n—年 石油、煤的形成———几百万年 §6.1 反应速率概念 6.1.1 平均速率 6.1.2 瞬时速率 反应速率概念 化学反应有快有慢，如木材的氧化，点燃则反应极快； 而在潮湿空气中的氧化则很慢。 表征快慢， 要有速率的概念。 化学反应的速率， 是以单位时间内浓度的改变量为基础来研究的。 单位： mol.dm-3.s-1， mol.dm-3.min-1 以O2浓度变化表示反应的平均速率： 在 t1－t2 这段时里的平均速率为： 在 t2－t3 这段时里的平均速率为： 6.1.1 平均速率 一般来说，这两段的平均速率并不相等。 用 N2O5 浓度的变化表示反应的速率： （N2O5 是反应物，故要用其减少量，以保证速率为正值，故加上负号） 注意：在同一段时间里，vO2 和 vN2O5 反映的是同一问题, 但数值并不相等。主要是物质前面的化学计量数不一样。 40℃，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率 N2O5(CCl4)? 2NO2(CCl4)+ 1/2O2(g) mol·L-1·S-1 ν/ t1= 0 s c1(N2O5) = 0.200 mol·L-1 t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 mol·L-1 同一时间间隔内： aA + bB yY + zZ 注意：原则上，用任何一种反应物或生成物的浓度变化均可表示化学反应速率，但采用其浓度变化易于测量的那种物质进行研究。 对于一般的化学反应： ν 6.1.2 瞬时速率 时间间隔Δt趋于无限小时的平均速率的极限。 经过A点切线斜率的负数为2700s时刻的瞬时速率。 0 lim t ν D? = 从瞬时速率的定义，可以归纳出瞬时速率的求法： (1) 做浓度—时间曲线图； (2) 在指定时间的曲线位置上做切线； (3) 求出切线的斜率(用做图法，量出线段长，求出比值) 对于反应 aA + bB = gG + hH 某时刻的瞬时速率之间的关系如下： 最有实际意义和理论意义的瞬时速率是初始速率 v0 §6.2 反应速率理论 6.2.1 碰撞理论 6.2.2 过渡状态理论 消除汽车尾气的污染，可采用如下的反应： CO(g)+NO(g) →CO2+1/2N2(g) ΔrGθm = -334 kJ.mol-1 反应的可能性足够大，但反应速率不够快，不能在尾气管中完成，散到大气中，造成污染。 有些反应，如橡胶的老化，人们又常常希望它慢一些。 所以, 研究速率理论是完全必要的。 反应物分子之间的碰撞是化学反应的先决条件。 碰撞次数越多，反应速度越大。 例： 2HI(g) →H2(g)+I2(g) 反应物浓度： 10-3 mol.dm-3 反应温度： 973 K 分子的碰撞总次数为：3.5×1028 次.dm-3. S-1 （理论计算） 计算反应速率: v= 3.5×1028/6.02×1023 =5.8×104 mol.dm-3.s-1 实际反应速率: v= 1.2×10－8 mol.dm-3.s-1 6.2.1 碰撞理论 （1918年，Lewis提出） 原因何在? 有效碰撞 分子无限接近时，要克服分子间斥力，这就 要求分子具有足够的运动速度，即能量。 具备足够的能量是分子有效碰撞的必要条件。 将具备足够能量(碰撞后足以反应)的反应物分子组，称为活化分子组。 能发生有效碰撞的活化分子具有的能量，称为活化能， Ea 表示，单位 kJ.mol-1 f 能量因子：是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的分数 Ea活化能 e 自然对数的底 R 气体常数、T 绝对温度、 具有活 ... ...
