7.第7章.化学反应的速率.ppt

我国著名化学家北京大学教授傅鹰（1902—1979）：提出一种机理来解释一种现象并不困难，困难的是如何以实验来证明这是正确的，而且是唯一正确的机理。在未做到这种地步之前，我们对于任何理论全应当抱保留的态度。 作业：9 12 13 14 15 17 活化配合物 催化剂改变了反应历程，降低了反应的活化能，活化分子 百分数增加，所以反应加快。 ?催化剂对正、逆反应均有等同的加速作用。 ?催化剂不改变△ rGm和△rHm的值和符号。 结论： Ea Ea′ A + B + K =AK + B A + B = A B AK + B =AB + K Ea′小，反应快 Ea”小，反应快 Ea大，反应慢 反应历程 反应热△rHm不变化。 A C B B’ 活化配合物 DrHm E’ac E’a DE （1） 均相催化（中间产物理论） 均相催化反应： 催化剂与反应物同处一相。 A? ?? B + ? 例: CH3CHO ? CH4 + CO Ea=190.37kJ·mol–1 在I2的催化剂作用下 CH3CHO + I2 ? CH3I + HI + CO Ea=135.98kJ·mol–1 CH3I + HI ? CH4 + I2 快 较快 kcatalyst/k ? 10000 A→B Ea E1 E2 ① ② A + ? A? * §7.1 化学反应速率的定义及其表示方法 §7.2 反应速率理论简介 §7.3 影响化学反应速率的因素 化学热力学不能预测反应的速度和反应机理。 化学动力学是研究化学反应的现实性的学科。 教学内容： §7-1 化学反应速率的定义及其表示方法 定义: 在一定条件下，反应物转变为生成物的速率。 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。 在 CCl4溶液中N2O5的分解反应： 2N2O5 = 4NO2 + O2 t1 [N2O5]1 t2 [N2O5]2 [N2O5]2 – [N2O5]1 t2 – t1 = – ?(N2O5) = ? －速率；单位：mol·dm-3·s-1；时间：s、min、h、d 方法： (1) 平均速率（ ） – D[N2O5] Dt 表7-1 在CCl4溶液中N2O5的分解速率 (298K) 平均速率不同 2N2O5 = 4NO2 + O2 = ?(N2O5) t = 100s D[N2O5] Dt – = 1.5?10–3mol·dm–3·s–1 D[O2] Dt = ?(O2) = 0.75?10–3mol·dm–3·s–1 同一个化学反应，用不同物质的浓度变化表示反应 速率时， ? 的数值不一定相同。（P280） D[NO2] Dt = ?(NO2) = 3.0?10–3mol·dm–3·s–1 数值不同 D[N2O5] Dt – · = D[NO2] Dt · = D[O2] Dt · aA + bB ?? gG + hH 指某一时刻反应的速率。即时间间隔△t 趋于无限小时，平均速率的极限。 (2) 瞬时速率（ ?） ?(N2O5) = lim Dt?0 D[N2O5] Dt – d[N2O5] dt – = = = = D[G] Dt · D[H] Dt · D[A] Dt · – D[B] Dt · – ? = 对于任意一个化学反应： 即反应速率之比等于各物质的反应系数之比。 2N2O5 = 4NO2 + O2 ① 概念: ② 瞬时速率求法（作图法） A B O 某时刻的瞬时速率: 2-1 碰撞理论（视分子为无内部结构的刚性球） §7-2 反应速率理论简介 1918年，美国物理化学家 路易斯 (Lewis)提出 气体分子运动论 碰撞理论 2HI(g) ?? H2(g) + I2(g) 若 [HI] = 1.0?10-3mol·dm-3 碰撞次数 = 3.5?1028dm-3·s-1 T = 973K时 反应速率 = 5.8?104mol·dm-3·s-1 实际速率 = 1.2?10–8mol·dm-3·s-1 活化分子－能发生反应的分子。 活化分子组在全部分子中所占有的比例，以及活化分子组所完成的碰撞数占碰撞总数的比例，都符合马克斯韦尔–波耳兹曼分布。 f = e Ea RT f ：能量因子。能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的分数， 即有效碰撞分数。 Ea ：能发生有效碰撞的活化分子组所具有的最低能量。 （1）发生反应的两个基本条件 有效碰撞－能发生反应的碰撞。 NO2 + CO = NO+CO2 图7-2 分子的有效碰撞和