化学反应速率 一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。

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1 化学反应速率 一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。
第七章 化学反应的速率 §7-1 化学反应速成率的定义及其表示方法 化学反应速率 一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。 对于均匀体系的恒容反应，习惯用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，而且习惯取正值。浓度单位通常用mol·L-1，时间单位视反应快慢，可分别用秒(s)、分(min)或小时(h)等表示。这样，化学反应速率的单位可为mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1…。

2 例如，在给定条件下，合成氨反应： N2 　+ 　3H2 ─→ 2NH3 起始浓度/mol·L-1 　　2.0 　　3.0　　 　0 2s末浓度/mo1·L-1 　　1.8 　　2.4 　 　0.4 该反应平均速率若根据不同物质的浓度变化可分别表示为：

3 显然，在这里用三种物质表示的速率之比是1：3：2，它们之间的比值为反应方程式中相应物质分子式前的系数比。
对于一般反应： aA + bB = dD + eE 平均反应速率： v = ΔCA/aΔt = ΔCB/bΔt =ΔCD/dΔt = ΔCE/eΔt

4 反应速率： ① 某一时刻的反应速率、瞬时速率； ②平均速率  = B –1(ΔcB/Δt) ③用反应中的任何物质表示反应速率，数 值上都是一样的； ④ 瞬时速率的测定可以由作图法得到。

5 §7-2 反应速率理论简介 一、碰撞理论 反应物分子(或原子、离子)之间必须相互碰撞，才有可能发生化学反应。但是反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。 能量因 f=e(-Ea/RT) 反应速率与碰撞频率Z，分子有效碰撞分数f，以及方位因子p有关

6 二、过渡状态理论 过渡状态理论认为：化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，即首先形成一种活性集团(活化配合物) 在下列反应中A＋BC　→　AB＋C 　　反应过程中随着A，B，C三原子相对位置的改变形成活化络合物(A…B…C)‡(过渡状态)： 　　 A＋BC　→　（A…B…C)‡→　AB＋C NO2+CO →NO … O…CO →NO+CO

7 一、浓度对化学反应速率的影响 §7-3 影响化学反应速率的因素
1．基元反应： 对于简单反应，反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。 2．基元反应的化学反应速率方程式：可由质量作用定律描述。

8 aA bB = gG k称为反应的数率常数

9 k称为反应的数率常数: ① 可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的 反应速率； ② k由化学反应本身决定，是化学反应在一 定温度时的特征常数； ③ 相同条件下，k值越大，反应速率越快； ④ k的数值与反应物的浓度无关。 3．非基元反应： 反应物分子需经几步反应才能转化为生成 物的反应。

10 4．非基元反应的速率方程式 不能只根据反应式写出其反应速率方程，必须根据实验测定的结果及验证，推出反应的反应机理 复杂的非基元反应 → 分成若干个基元反应 → 反应最慢的一步作为控制步骤 最慢的一个反应就控制了该复杂反应的反应速率。

11 5．反应级数 基元反应 aA bB = gG B = k(cA)a · (cB)b a + b 表示该反应级数。 对于物质A是a级反应，对物质B是b级反应。 6．反应级数的意义： ① 表示了反应速率与物质的量浓度的关系； ②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关

12 7．速率常数的单位 零级反应:  = k(cA) k的量纲为mol·dm-3·s-1 一级反应: = kcA； k的量纲为s-1 二级反应: = k(cA) k的量纲为mol3·dm-1·s-1 3/2级反应: = k(cA)3/2 k的量纲为 8．气体反应 可用气体分压表示 2NO → 2NO O2； ； 或 ； kc  kP

13 二、温度对化学反应速率的影响 1．Arrhenius(阿仑尼乌斯)公式 A： 反应的频率因子，对确定的化学反应是一常数，A与k同一量纲；
E a： 反应活化能； R： J·mol-1·K-1 T： 热力学温度 可求活化能及值。

14 2．阿仑尼乌斯公式的应用 求出任一温度下该反应的k值 ① 作图法 Y = aX + b 做 图 斜率 ② 根据二点进行计算 或

15 三、催化剂对化学反应速率的影响 正催化：加速反应速率；负催化：减慢反应速率 1．催化剂改变反应速率的原因
降低了反应的活化能；不改变反应的自由能, 也不改变平衡常数Kr；缩短平衡到达的时间，加快平衡的到来。

16 2．催化类型 化学催化、均相催化、非均相催化； 生物催化：生命体中各种酶的催化； 物理催化、光催化、电催化。 例如：均相催化 CH3CHO → CH4 + CO Ea = 190 KJ·mol-1

17 例如：均相催化 CH3CHO → CH4 + CO Ea = 190 KJ·mol-1 以I2作催化剂 I2 CH3CHO → CH4 + CO Ea = 136 KJ·mol-1 CH3CHO + I2 → CH3I + HI + CO CH3I + HI → CH4 + I2 反应活化能大大降低 非均相催化 2N2O === 2N2 + O Ea = 250 KJ·mol-1 用金粉做催化剂，金粉吸附形成N≡N  Au中间体

18 Au 2N2O === N≡N O Au → 2N2 + O2 Ea = 120 kJ·mol-1 3．催化剂的特征
催化活性、选择性、稳定性、再生性 4．催化剂的选择性 Cu C2H5OH CH3CHO + H2 Al2O3 C2H5OH C2H4 + H2O C2H4 + 1/2O CH2  CH2（Ag催化） O

19 C2H4 + 1/2O CH3CHO （CuCl2  PdCl2  HCl溶液催化） C2H4 + 1/2O CO2 + 2H2O