《中国矿业大学大学化学课件第三章 化学反应速率及化学平衡.》由会员分享，可在线阅读，更多相关《中国矿业大学大学化学课件第三章 化学反应速率及化学平衡.（80页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、大学化学电子教案 大学化学 中国矿业大学化工学院 赵小燕 教学要点 1. 了解反应速率的概念、反应速率理论。 掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响、掌 握速率常数 k 的特点 1. 了解化学平衡的概念，掌握 K的意义、表示方 法及有关计算，掌握多重平衡计算 2. 利用化学反应的等温方程式计算rGm，并判别 反应方向 3. 掌握浓度、温度、压力对K及化学平衡的影响 第三章 化学反应速率及限度 第三章 化学反应速率及限度 3-5 化学反应速率 3-6 影响速率的因素 3-7 化学平衡 化学反应速率主要由化学反应的本性决定， 还与反应物的浓度、温度、压力及催化剂有关。 3-5 化学反应速率 一、化
2、学反应速率的表示方法 二、化学反应速率理论 一、化学反应速率的表示方法 1.平均速率 某一有限时间间隔内浓度的变化量。 单位：mol.L-1.S-1 2N2O4 (g) + O2(g)例：2N2O5(g) t1= 0 s c1(N2O5) = 0.200 molL-1 t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 molL-1 一、化学反应速率的表示方法 2. 2. 瞬时速率瞬时速率 由于在反应中反应物和生成物的浓度都是随时 在变化的，因此反应速率的最精确表示是瞬时速 率。瞬时速率是t趋近于0时平均速率的极限。 一、化学反应速率的表示方法 为导数，它 的几何意义是c-t 曲线上某点的斜
3、率的绝对值。 一、化学反应速率的表示方法 二、化学反应速率理论 1、化学反应类型： 基元反应：由反应物分子（离子、原子等）直接 碰撞发生相互作用而一步就变为生成物的反应， 叫做基元反应。如： NO2+CO NO+CO2 2NO2 2NO+O2 复杂反应：经多步反应过程的反应称为复杂反应 。如： 2NO+H2 N2+2H2O （1）碰撞理论 反应速率的碰撞理论认为：反应物分子之间的相 互碰撞是反应进行的先决条件，分子碰撞的频率越 高，反应速率越大。以气体分子运动论为基础，主 要用于气相双分子反应。如： 2.化学反应速率理论 二、化学反应速率理论 化学反应的首要条件是反应物分子必须发生碰撞 ，分子
4、间碰撞的频率越高，反应速率越快，但并非 每次碰撞都能发生反应，能发生反应的碰撞称为有有 效碰撞效碰撞； 发生反应的两个基本前提： 发生碰撞的分子应有足够高的能量 碰撞的几何方位要适当 二、化学反应速率理论 但在为数众多的碰撞中，并不是每一次碰撞都 会导致化学反应，大多数碰撞并不引起反应(称 为无效碰撞)，只有少数碰撞才是有效的。那么 为什么体系中分子的碰撞有些有效而另一些无效 呢？ 碰撞理论认为可能有两个方面的原因： 第一，能量问题 第二，方向性问题 二、化学反应速率理论 第一，能量问题。 即碰撞中能发生反应的分子首先必须具备足够 高的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥 力，从而使分子中
5、的原子重排，发生化学反应。这 些具有足够高能量的分子称为活化分子，而这个能 量限制被称为活化能。活化能越高，分子越难活化 ，反应速率越小。不同反应活化能不同，反应速率 也不一样。 二、化学反应速率理论 第二，方向性问题 尽管能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充 分。只有当活化分子采取合适的取向进行碰撞即定 向碰撞时，反应才能发生。 例如：NO2 + CO NO + CO2 只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相 碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相 碰撞，不发生氧原子的转移。 二、化学反应速率理论 （2）过渡态理论 过渡态理论又叫活化络合物理论。这个理论认 为，在反应分子之间的一
6、次有效碰撞过程中，要经 过一个中间过渡状态，即反应物分子形成活化络合 物。活化络合物很不稳定，它既可以分解为生成物 ，也可以分解为反应物。 二、化学反应速率理论 Ea(逆) (正) (正) Ea(逆 ) Eac Eac 化学反应过程中能量变化曲线 E()反应物(始态)势能 E()生成物(终态)势能 正反应的活化能 Ea(正) =Eac - E() 逆反应的活化能 Ea(逆) =Eac - E() rHm= Ea(正) - Ea(逆) Ea(正) Ea(逆)， rHm 0 ，为放热反应； Ea(正) Ea(逆)， rHm 0 ，为吸热反应。 返回 3-6 影响速率的因素 一、浓度的影响一、浓度的
7、影响 二、温度的影响二、温度的影响 三、催化剂的影响三、催化剂的影响 一、浓度的影响 化学反应速率一般都依赖于反应物的浓度。 温度不变时，增加反应物的浓度，可以增大反 应速率。这个现象可以用碰撞理论来解释：在 恒定温度下，反应物中活化分子的百分数是一 定的。增加反应物浓度时，单位体积内活化分 子数目增多，从而增加了此体积中反应物分子 的有效碰撞的次数，所以反应速率加大。 对于基元反应，化学反应速率跟反应物浓度的乘 积成正比。 aA + bB = gG + dD 其速率方程为： k为速率常数 注意：反应物中的固体或纯液体，其浓度不计在 内，当反应物浓度皆为1 mol . l-1时，k = v。
8、一、浓度的影响 对于基元反应aA + bB = gG + dD ， 总反应级数a + b 对于反应物A，是a级反应； 对于反应物B，是b级反应； 总反应级数：2+1=3，三级反应 在基元反应中，反应物浓度的方次就是化学方程 式中的系数。 一、浓度的影响 对于非基元反应，往往不是这样 反应级数为2 + 1 = 3， 反应级数的确定需要在实验中确定 一、浓度的影响 二、温度对化学反应速率的影响 一般说来，化学反应速率随温度升高而增大。温 度升高时分子运动加剧，分子间碰撞频率增加，反 应速率加快。 一般温度升高10时，分子的平均运动速率仅增 大2%左右，但反应速率却增大为原来的2-4倍。可 见，升高
9、温度不仅是增加了分子间的碰撞频率，更 主要的是增大了活化分子的百分数，使有效碰撞的 百分数增加，反应速率大大加快。温度对化学反应 速率的影响是特别显著的。 范特霍夫规则 * 温度对化学反应速率的影响 影响反应速率的因素有两个： k和c 反应速率方程 k与温度有关，T增大，一般k也增大，反应速 率增大，但k-T不是线性关系。 二、温度对化学反应速率的影响 式中A为指前因子；Ea为反应活化能，单位为 kJmol-1。 A、 Ea皆为给定反应常数，R为气体 常数，T为热力学温度。 1889年，阿仑尼乌斯提出公式 二、温度对化学反应速率的影响 若以lnk或lgk为纵 坐标，1/T为横坐标 ，可作图求出
10、Ea和A 二、温度对化学反应速率的影响 若测出不同温度的k值，也可利用公式计算 两式相减，整理得到： 二、温度对化学反应速率的影响 三、催化剂的影响 催化剂：存在少量就能加快反应而本身最后并无损 耗的物质。 催化作用的特点 ： 只能对热力学上可能发生的反应起作用。 通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间。 催化剂有选择性，选择不同的催化剂会有利于 不同种产物的生成。 只有在特定的条件下催化剂才能表现活性 。 催化剂之所以能加速反应，是因为它参与了化学 变化过程，改变了原来反应的途径，降低了活化能 。 例如合成氨反应，没有催化剂时反应的活化能为 326.4 kJmol-1，加入Fe作催化剂后，活化
11、能降低 至175.5 kJmol-1。计算结果表明，在773 K时加 入催化剂后正反应的速率增加到原来的1.57 1010 倍。 三、催化剂的影响 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂，凡能减慢反应速率的 催化剂叫负催化剂。一般提到催化剂，均指有加快反应速率作用 的正催化剂。 催化剂不仅加快正反应的速率，同时也加快逆反应的速率。 改变反应历程，不改变原反应的rHm和rGm 催化剂不改变反应物和生成物的相对能量，不改变反应始态 和终态，只改变反应途径，即不改变原反应的rHm和rGm，这 说明催化剂只能加速热力学上认为可能进行的反应。 返回 3-7 化学平衡 一、化学平衡 二、判断平衡的依据 三、化学
12、平衡的移动 返回 大多数化学反应都是可逆的。例如： 一、化学平衡 反应开始 ：c(H2), c(I2) 较大, c(HI) = 0, 正较大 ,逆为 0； 反应进行：c(H2), c(I2)减小, 正减小, c(HI)增大, 逆增大； 某一时刻：正 = 逆，系统组成不变，达到平衡 状态。 化学反应的可逆性是普遍存在的，不可逆的反 应是比较少的，当一个可逆反应的正反应速率与 逆反应速率相等时，系统的分压或浓度不再随时 间的变化而变化，此时称系统达到了热力学平衡 状态，简称化学平衡。 一、化学平衡 平衡时， 动态平衡； 各物种浓度或分压不变，即平衡组成不变； 平衡是有条件的、相对的，当条件改变时，
13、平衡 可以发生移动； 系统的平衡与达到平衡的途径无关，既可由正向 开始，也可以由逆向开始。 1 1、平衡的特征、平衡的特征 一、化学平衡 又称为热力学平衡常数，简称平衡常数 它是无量纲的纯数，仅与温度有关，与分压或浓 度无关 一、化学平衡 2 2、平衡常数、平衡常数 对于一般的化学反应： K 一、化学平衡 平衡常数的大小可以表示反应进行的程度，对同 一反应，平衡常数越大，反应进行的程度越彻底； 平衡常数的特征 （1）平衡常数是温度的函数，不因浓度改变而变 化，它是量纲为一的纯数； （2）平衡常数的表达式与化学方程式的书写形式 有关； 一、化学平衡 一、化学平衡 22 HI(g) (g)I 2
14、1 (g)H 2 1 + ( )1/2 2HI(g)(g)I(g)H 22 + =( )-1 /)I ( /)H( /)HI( 22 2 pppp pp = （3）若反应中有固体、纯液体或溶剂，平衡常数表 达式不计入内。 （4）若有n个反应方程式相加得一总反应式，其平衡 常数等于n个相加反应平衡常数的乘积 一、化学平衡 例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K = K1 K2 一、化学平衡 例题：已知25时反应 解：反应 + 得： = 0.450.051=0.023 2BrCl (g)+ I2
15、(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的 。 I2(g)+Br2(g) 2IBr(g)的 =0.051 计算反应 2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g)的 =0.45 2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) 判断反应的程度 K 愈小，反应进行得愈不完全； K 愈大，反应进行得愈完全； K 不太大也不太小(如 10-3 K 103), 反应物部分地转化为生成物。 标准平衡常数的应用 二、判断平衡的依据 1、 的关系 化学反应大部分是在非标准状态下的反应，非标 态下的自由能变G与标态下的自由能变G之间的 关系为: rG = rG + RTlnQ 化学反应等温式 Q 称为反应商
