大化-化学1.5.ppt

§1.5 化学反应速率 例题1-14.实验测得某反应在573K时速率常数为2.41×10-10 s-1,在673K时速率常数为1.16×10-6 s-1。求此反应的活化能Ea和A值。 解：由 * §1.5 化学反应速率 化学反应有快慢之分: 快反应——如酸碱中和反应、血红蛋白同氧结合的生化反应等 慢反应——金属腐蚀、某些放射性元素的衰变等 为比较化学反应的快慢，需要了解化学反应速率的规律。 本节的知识要点： 1.化学反应速率的表示方法 2.反应速率理论和活化能（Ea） 3.影响化学反应速率的因素 一、化学反应速率（ ）的表示方法 §1.5 化学反应速率 对于化学反应: B 其单位为mol?dm-3?s-1 如，一般的化学反应： aA + bB = gG + dD B §1.5 化学反应速率 以合成氨的反应为例， 若以N2(g)+3H2 (g) 2NH3(g)为基本单元 则 v= 若以1/2N2(g)+3/2H2 (g) NH3(g)为基本单元 v= 则 §1.5 化学反应速率 因此，化学反应速率 的数值与选用何种物质为基准无关，只与化学反应计量方程式的写法有关。 §1.5 化学反应速率 例题： 0s,co(mol/L) 2.1 0 0 10s,c10(mol/L) 1.95 0.3 0.075 计算该反应的反应速率。 答案： v=0.0075mol ·L-1 · s-1 §1.5 化学反应速率 二、化学反应速率理论和活化能 1. 碰撞理论 （1）化学反应发生的必要条件是反应物分子(或原子、离子）间的碰撞。 （2）只有极少的分子在碰撞时才能发生化学反应，这种能发生反应的碰撞称“有效碰撞”。 有效碰撞的次数越多，反应速率越快。 要点归纳如下： §1.5 化学反应速率 （3）能量足够高有可能发生有效碰撞的分子称为活化分子。 （4）反应的活化能（Ea）：活化分子具有的最低能量与反应系统中普通分子的平均能量之差。 即： Ea = E(活化)- E(平) Arrhenius（瑞典）曾指出，进行化学反应时，由普通分子转化为活化分子所需要的能量称为活化能。 §1.5 化学反应速率 （5）据有效碰撞理论，活化能对化学反应速率具有决定性的意义：活化能Ea越大，活化分子百分数越小，有效碰撞次数越少，反应速度就越慢。反之就越快。 （6）温度一定时，反应有一定的活化能，反应系统具有确定的活化分子百分数。增大反应物的浓度，就增大了活化分子总数，反应相应加快。 §1.5 化学反应速率 （7）温度升高，分子平均能量增大，分子运动速率增大，增加了有效碰撞的次数；使更多的普通分子获得能量转化为活化分子，增加了活化分子百分数，从而加快了反应速率。 碰撞理论的缺陷：只适用于气态双分子反应，忽略了原子分子内部的结构，也不能说明反应的过程及其能量的变化。 §1.5 化学反应速率 2. 过渡状态理论 要点归结如下： （1）反应过程中要经过一个中间的过渡状态，即反应物分子先形成活化配合物，其势能较高，极不稳定，分解生成产物。 如： NO2+CO O－N O C－O NO+CO2 活化配合物 (中间过渡状态) （2）反应过程中能量变化图 1)Ea= E(配)- E(反) 反 应 进 程 能量 活化配合物 反应物 产物 2) Ea是化学反应的“能垒” 3)化学反应热效应 ΔrHm =Ea,1(正)-Ea,2(逆) Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应； Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。 （3）按照过渡状态理论，活化能Ea越大，反应物分子越不易形成中间络合物，反应速率就越小，反之，反应速率就越快。 过渡状态理论很好的解释了反应中的能量变化，在化学反应速率的研究中得到了广泛的应用。 小结 　 化学反应的Ea越大，反应速率越小；Ea越小，反应速率越大。 每一化学反应都有其特有的Ea 。大多数化学反应的Ea在60-250kJ·mol-1。 §1.5 化学反应速率 三、影响化学反应速率的因素 1. 反应物浓度的影响——反应速率方程式 （1）基元反应的反应速率方程式 （二）.次要因素（外因）： （一）.主要因素（内因）： 物质自身的性质 浓度、温度、催化剂等 基元反应：由反应物一步生成产物的反应，没有可用宏观实验方法检测到的中间产物。 复合反应（非基元反应）：由两个或两个以上的基元反应组合而成的总反应。在复合反应中,可用实验检测到中间产物的存在,但它被后面的一步或几步反应消耗掉,因而不出现在总