第四章化学反应速率4.1化学反应速率的概念4.2浓度对化学反应速率的影响4.2.1反应机理4.2.2质量作
用定律和速率方程4.3温度对反应速率的影响4.3.1Van’THoff规则（范荷夫规则）化学反应速
率:通常用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示。单位为mol·L－1·s－14.1.1平均速率如:
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)起始浓度(mol/L)1.0
3.004秒后(mol/L)0.41.2
1.2（其中负号表示反应物浓度降低，正号表示生成物浓度增加）规定:以各个不同的速率项除以各自在反应式
中的计量系数表示反应的反应速率.瞬时速率:化学反应进行到某一时刻的速率.4.1.2瞬时速率(即时速率)对任一化学反应
:2.53.00.5例:反应2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)的反应速率可以表示为ν=－
，也可以表示为（）
A.B.
C.
D.B反应机理不同基元反应:一步实现的反应非基元反应:包括两个或两个以上基元反应的反应反应机理:由反应物到产物所经
历的途径.如:H2(g)+I2(g)=2HI(g)反应机理：(1)I2→2I(快)
(2)H2+2I→2HI(慢)又如CO(g)+NO2(g)=CO2(g)+NO(g)(基元
反应)(非基元反应)(基元反应)(基元反应)质量作用定律:在一定温度下,基元反应的反应速率与反应物浓度及系数为乘幂的乘积成
正比.对于任一基元反应：aA+bB=gG+hHk称为速
率常数，其数值为在一定条件（温度、催化剂）下，当各反应物浓度均为1mol·L－1时的化学反应速率。k值决定于反应的本性和反应温度，
与反应物浓度无关。k值一般都由实验测定。(a+b)称为反应总级数说明:(1)速率常数k的单位与反应总级数有关:L·mo
l-1·S-1S-1mol·L-1·S-1k的单位二级一级0
级反应总级数210a+b(2)a+b称为反应总级数,a为反应
物A的级数,b为反应物B的级数.反应级数可以为0,自然数,也可以是分数.2Na+2H2O=2NaOH+H2
H2(g)+I2(g)=2HI(g)0级反应例1:某一反应的速度决定步骤2A(g
)+B(g)=3C(g),将2molA(g)和1molB(g)混合，反应立即发生，当A.B都用掉一半时,反应速
度是反应初始速度的___________倍；当A.B都用掉2/3时，反应速度是初始速度的______________倍。1/8
1/27ν=κ.c(H2).c(I2)二级反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)ν=κ.c(H2).c1
/2(Cl2)1.5级反应ν=κ例2:已知反应2NO(g)+2H2(g)=N2(g)+2H2O(g)的反应
机理为:（1）NO+NO==N2O2(快)（2）N
2O2+H2==N2O+H2O(慢)（3）N2O+H2==N2+H2O
(快)则总反应速率方程式为:()A.ν=kc2(NO)c2(H2)
B.ν=kc(NO)c(H2)C.ν=kc2(NO)c(H2)D
.ν=kc2(NO)例3:给定条件下,反应2NO+2H2=N2+2H2O分两步进行,
I.2NO+H2=N2+H2O2(慢)II.H2O2+H2=2H2O
(快)若容器体积减至原来的一半,则反应速率变为原来的()倍?A
.2B.4C.8D.16CC例:在600K时,反应2NO+O2=2
NO2的实验数据如下:2.5×10-35.0×10-34.5×10-2NO的降低速
率mol.L-1.S-10.0100.0200.020C(O2)(mo
l/L)0.0100.0100.030c(NO)(mol/L)(1)写出上述反应的速率方程
式,计算反应级数;(2)计算速率常数;(3)当c(NO)=0.015mol/L,c(O2)=0.025mol/L时,v=?
内容：在一定条件下，温度每升高10℃,反应速率就增大到原来的2-4倍.例:如果在某温度范围内,温度升高10℃,
反应速率增大1倍,那么在55℃时的反应速率是25℃时反应速率的_________倍;100℃时的反应速率是25℃时的_____
______倍.温度升高,反应速率加快的根本原因:体系活化分子百分数增加.827.54.3.2Arr
henius公式（阿仑尼斯公式）1887年瑞典物理化学家SvandteArrhenius在大量实验事实的基础上提出
了反应速率常数和温度之间的关系式式中k为速率常数,A为指前因子,Ea反应活化能.在一定的温度范围内,Ea和A
不随温度改变,对于给定的化学反应,Ea为定值.4.3.3活化能对反应速率的影响由图可知：(1)对于活化能不
同的化学反应，在同一温度下,活化能越大，其反应速率越小.Ea(Ⅰ)果要把反应速率增加9倍，例如在低温区，k值从10增加到100，只需升温666.7K-500K=166.7K，而在高温区,k值
从1000增加到10000则需要升温2000K－1000k=1000K。这便说明一个反应在低温时速率随温度变化比在高温敏感得
多。(2)对于活化能不同的两个化学反应，活化能较大的反应，其反应速率随温度增加较快，升温对活化能较大的反应更有利。4.
3.4活化能的计算例:300K时鲜牛奶4小时变质，但在277K时保存48小时，则牛奶变质反应的活化能为（）
A.无法计算B.+5.75KJ·mol-1C.-74
.5KJ·mol-1D.+74.5KJ·mol-1例2:一反应的活化能为85KJ·mol-1
,则该反应在400.15K时的反应速率是300.15K时的_________倍.D49684.4化学反应速率理论
4.4.1反应速率碰撞理论1918年,Lewis根据气体分子运动论,提出碰撞理论.内容:(1)化学反应过程是反应物分子相
互碰撞,分子中化学键被打开,继而建立新的化学键的过程.(2)只有活化分子间的碰撞才可能发生化学反应.(3)活化分子间的碰撞只
有在取向适当的条件下才能发生反应，才是有效碰撞.所以活化分子间的碰撞不一定是有效碰撞;但有效碰撞一定是活化分子间
的碰撞.4.4.2反应速率过渡态理论三十年代,Eyring(艾林)提出过渡态理论.反应物在相互接近时
要经过一个中间过渡状态，即形成一种“活化络合物”，然后再转化为产物。这个过渡状态就是活化状态，如A+BCA…B…CAB+C反应物活化络合物产物（始态）（过渡态)（终态）ΔrH=Ea(+)-Ea(-)例:反应2AB(g)=A2(g)+B2(g),正反应的活化能Ea(+)=44.3KJ·mol-1,AB的ΔfHθm=1.35KJ·mol-1,逆反应的活化能应为：_______________.47KJ·mol-1 |
|
