chapter3化学反应速率和化学平衡.ppt

获取外界能量后，活化分子数量增加 温度提高 单位时间内，分子间有效碰撞频率增加 反应速率增加 温度与反应速率的关系 补充：阿仑尼乌斯公式推论： （1）反应速率与温度的关系： 在一定温度范围内，对同一个反应，活化能Ea和频率因子A是常数，指数因子e-Ea/RT随T升高而增大，k增大。 温度上升，反应速率增加 （2）反应速率k与活化能Ea关系 对不同反应，当温度一定时，活化能Ea越大，lnk越小。 反应活化能越大，反应速率越小 例：CO(CH2COOH)2在水中分解为丙酮与二氧化碳，在283K是分解反应速率常数为1.08 mol·dm-3·s-1，333K时为5.48mol·dm-3·s-1。求303K时分解反应速率常数 解:由公式 代入283K和333K时数据得到: Ea=97.63kJ·mol 将Ea值和T1=283K，k1=1.08 mol·dm-3·s-1,T3=303K代入公式中得到： k3=1.67 mol·dm-3·s-1 §3.7 反应速率理论简介 引：现在我们知道如何来表示化学反应速率，那么为什么有的化学反应速率快，而有的化学反应速率慢呢？一个化学反应的速率究竟由什么来决定的呢？下面我们将来探讨这个问题。 3.7.1 碰撞理论 1. 碰撞频率 反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件 碰撞频率越高，反应速率越大 2.有效碰撞两层含义： 1）看分子碰撞的取向对头与否； 2）看分子碰撞时的能量关系。双方必须有足够的动量。 充分条件：有效碰撞。 1)碰撞有效方位 有效 碰撞 无效 碰撞 2）反应分子具备一定能量 活化分子 ：能量超出一定值，直接作用后能发生化学作用的分子 活化能： 活化分子所具有的平均能量与反应物分子的平均能量 的差值。 Em 分子的平均能量 Em* 活化分子的平均能量 活化能Ea = Em* - Em 活化分子 E Ea Em E0 Em* Ea ΔE Δ N/NΔE 气体分子能量分布图 Em : 平均能量 E0 : 有效碰撞的最低能量 E*m : 活化分子的平均能量 E a : 活化能 大多数反应的活化能在60-250kJ·mol-1。当活化能小于40kJ·mol-1时，反应快的一般实验无法测量。 当活化能大于420kJ·mol-1时，称之为慢反应。 在一定的温度下，反应的活化能越大，活化分子数所占的百分数就越小，反应越慢；反之，反应越快。 总结： 能量较高，方位合适的分子的碰撞才是有效碰撞。 * 第三章 化学平衡 与化学反应速率 学习要求： 了解化学平衡的特征；掌握标准平衡常数和吉布斯自由能变 之间的关系 能写出不同反应类型的标准平衡常数表达式， 并能利用标准平衡常数进行有关化学平衡的计算。 能运用多重平衡规则求标准平衡常数。了解温度对标准平衡常数的影响。 掌握化学平衡移动的定性判断以及移动程度的定量计算。 了解化学反应速率的概念及其实验测定方法。 掌握质量作用定律；知道应如何确定非基元反应的速率方程式。 掌握温度对反应速率影响的阿累尼乌斯经验式。 能用活化分子、活化能等概念解释外界因素对反应速率的影响 3.1 化学平衡 3.2 化学平衡 的移动 3.3 化学反应速率及其表示法 3.4 浓度对反应速率的影响 3.5 反应物浓度与反应时间的关系 3.6 温度对反应速率的影响 3.7 反应速率理论简介 3.8 催化剂对反应速率的影响 §3-1 化学平衡 3.1.1 化学平衡的特征 1. 可逆反应——在同一条件下，既能向正方向又能向逆方向 进行的反应。 时间/s 0 20 40 60 80 100 N2O4浓度/mol·L-1 0.100 0.07 0.050 0.040 0.040 0.040 NO2浓度/mol·L-1 0.000 0.060 0.100 0.120 0.120 0.120 2. 化学平衡——当正向反应速率与逆向反应速率逐渐 相等，反应物和生成物的浓度不再变 化的状态。 v正 v逆 v正＝ v逆 化学平衡示意图 化学平衡是ΔG=0时的状态 是正向与逆向驱动力都完全消失的状态。 化学平衡是一种动态平衡。 化学平衡是有条件的 一旦外界条件改变时,原有的平衡即被打破，直到新的条件下建立新