第3章化学反应速率和化学平衡.ppt

* * * 第三章 化学反应速率和化学平衡 §3-1 化学反应速率及其表示法 §3-2 反应速率理论简介 §3-3 影响化学反应速率的因素 §3-4 化学平衡 §3-5 化学平衡的移动 §3-1 化学反应速率及其表示法 热力学解决化学反应的可能性和进行的程度问题,但自发过程是否一定进行得很快? 例： 快：木材的氧化（点燃）、如爆炸反应，中和反应等。 慢：木材的氧化（潮湿空气）、金属锈蚀，食品腐烂，塑料老化、H2+O2=H2O等。 研究化学动力学的目的：控制反应速率，使其按我们希望的速率进行。 一、反应速率的表示方法 表示方法：是以单位时间内反应物浓度或生成物浓度的改变量表示。 1.平均速率(average rate) 单位为: mol·L-1·s-1(或min-1、h-1、d-1) 【例】 N2 + 3H2 = 2NH3 初始 t1 1.0 3.0 0.0 mol·L-1 2秒后 t2 0.8 2.4 0.4 mol·L-1 三个数值反映的是同一问题, 但数值并不相等. 关键是物质前面的化学计量数不一样。 2. 瞬时速率(instantaneous rate) 在研究影响反应速率的因素时，经常要用到某一时刻的反应速率，这时用平均速率就显得粗糙，因为这段时间里，速率在变化，影响因素也在变化。 定义：时间间隔Δt趋于无限小(Δt→0)时的平均速率的极限。 △t→0 t 反应物 c 作图法求瞬时速率 从瞬时速率的定义，可以归纳出:(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, 乃有如此的关系: 最有实际意义和理论意义的瞬时速率是初始速率v0。 §3-2 反应速率理论简介 一、碰撞理论(collision theory) （以气体分子运动论为基础,主要用于气相双分子反应） Ea E平 E1 E N：气体分子总数，△N：某能量区间的分子数，E1：活化分子的最低能量，阴影面积: 活化分子百分数( f ) 气体分子的能量分布 1、碰撞理论基本要点: ①分子必须经过碰撞才可能发生反应。 ②只有活化分子（能量高于某个定值的分子）间碰撞才可能发生反应。 ③活化分子间方向合适的碰撞才能发生反应，能发生反应的碰撞称为有效碰撞(effective collision)。 ④活化能(activation energy)：活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差，称为该反应的活化能。（大小可反映体系中活化分子数的相对多少） 符号Ea。 Ea=E1- E平 单位：kJ·mol-1 2、结论 相同条件下，Ea越小，活化分子百分数越大，单位时间内有效碰撞越多，反应越快。 反之，Ea越大，反应越慢。 二、过渡态理论(transition state theory)简介 以量子化学对反应过程中的能量变化的研究为依据,认为从反应物种到生成物种之间存在一个过渡态 快 慢 A + B-C [A···B···C] A-B + C 活化络合物 (△H﹤0) 反应历程 (△H﹥0) 反应历程 [ A ··· B ··· C ] E E正 A+BC △H E逆 AB+C [ A ··· B ··· C ] E逆 A+BC △H E正 AB+C E 活化能(activation energy)：活化络合物与反应物的势能之差称为反应的活化能。 △H = E正—E逆，严格应为△U。 结论： 1、反应物分子必须具有足够的能量，才能越过能峰（能垒）变为产物分子。 2、反应的活化能Ea越大，能峰越高，能越过能峰的分子数越少反应速率越小； 反之，Ea越小，反应速率越快。 §3-3 影响化学反应速率的因素 一、基元反应(elementary reaction) 基元反应：反应物分子一步作用直接转化成产物的反应。 简单反应：由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应。 例：N2O4 = 2NO2 是简单反应，也是基元反应。 复杂反应：由两个或两个以上的基元反应构成的反应称为复杂反应。 例：复杂反应 H2 + I2 = 2HI