第二章化学动力学2.ppt

0~t 时刻，c0变化至ct 或 一级反应的动力学特征： (1) k 的单位是(时间-1)，例如 h-1, min-1, s-1 (2) ln ct与 t 有线性关系： lncA∝ t；斜率为-k (3) 半衰期（反应物消耗一半所须的时间）t1/2 = ln 2/k , t1/2 与 c0 无关,与速率常数成反比，t1/2＝0.693/k t ln cA O 如何推断文物和化石年代？ 碳钟：C-14半衰期法 例：某金属钚的同位素进行β放射，14d后同位素活性下降了6.85%。试求该同位素的： (1) 蜕变常数，(2) 半衰期，(3) 分解掉90%所需时间。 解： (1) (2) (3) 其他级数的反应 级数 速率方程 微分式 积分式 0 1 2 速率方程 kA的单位 线性关系 t1/2 规律？ 实际生产中为什么要在500℃条件下进行？ 范特霍夫经验规律 温度升高，k值增大，反应速率加快 粗略估计 ？ 阿伦尼乌斯方程式 A；指前因子 Ea；反应的活化能，单位是kJ·mol-1 实验求得 对数形式 直线关系 式中的A是指前因子；Ea叫做反应的活化能，单位是kJ·mol-1。A与Ea都是反应的特性常数，当反应的温度区间变化不大时，其值不随温度而改变，均可由实验求得。 Ea和A 是两个非常重要的动力学参量。由于Ea在指数位置，所以它对k 的影响很大。 1) 在相同温度下，活化能Ea越小，其k值就越大，反应速率也就越快；反之亦然。 2) 对同一反应来说，温度越高，k值就越大，反应速率也越快；反之，温度越低，k值就越小，反应速率也越慢。 阿伦尼乌斯方程式的应用 可求A, Ea, k, T * 温故而知新 反应方向的判据（2个） 定义：自发反应、焓判据，熵判据、吉布斯函数、标准吉布斯函数变、反应商与标准平衡常数（标准平衡常数的特性）、反应平衡的移动（影响因素） 公式：吉亥方程、等温方程、范特霍夫方程、2个求和公式、转变温度的求法、G与K的关系式 3 吕.查德里原理 假如改变平衡系统的条件（如浓度、温 升高温度，平衡向吸热方向进行，降低温度平衡向放热方向进行； 增加压力平衡向体积减小的方向进行； 增加反应物浓度，平衡正向进行，增加生成物浓度，反应逆向进行。 的方向移动。 度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变 2NO（g）＝ N2（g）+O2（g） ΔrGmΘ＝- 173.2 kJ·mol-1 0 故该反应可以自发进行，而且推动力还很大。事实也确是如此 但现实中看不到这样的反应，为什么？ 前面通过计算可以知道，升高温度，并不利于胺的合成，但是实际中却采用600度的温度，这是为什么？ 为什么有些反应很慢要数十万年的时间，有的瞬间就能完成反应？ 化学反应速率 化学反应速率 出发 攀登 冲顶 成功 2HI→H2+I2 如，对于反应： 用飞秒（1fs=10-15s）技术可知： HI………过渡态………H2+I2 0 100fs 200fs 可见，化学反应并非一蹴而就，而是有一个 如果描述这个过程的能量状态，经过研究发 定的高度反应物才有可能转化为产物。 现：像登山一样，系统的能量必须先提高到一 过程的。此具体过程称“机理”。 NO2+CO NO+CO2 O N O C O + + Ea,1 Ea,2 ΔrH A B C 再以NO2+CO→NO+CO2的反应过程为例: 反应历程 系统能量 活化配合物 (过渡状态) 活化能 反应热 化学反应还会有更复杂的过程。 不管过程是什么样的，反应系统首先要攀登 与登山运动相比，常把 能），然后才可能转化为产物。 一个能量高峰，即反应物先要吸收能量（活化 活化能视为“能垒”，因为： 活化能低，有利于反应； 活化能高，对反应不利。 化学反应是可逆的，所以常把Ea,1称正反应 二者之差便是整个反应过程中系统吸收 活化能对化学反应的影 活化能，而Ea,2称逆反应活化能。 和放出的能量差，即反应的反应热。 活化能低，反应快； 活化能高，反应慢。 速率。就是说： 响在于反应快慢，即反应 化 学 反 应 活 化 能 HCl+NaOH →NaCl+H2O 12.55～25.18 2SO2+O2 →2SO3 251.84 2HI → H2+I2 184.90 2NO2 → 2NO+O2