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1、3.1 化学反应速率的概念,第三章 化学动力学基础,3.5 催化剂和催化作用,3.4 反应速率理论和反应机理简介,3.3 温度对反应速率的影响 Arrhenius方程式,3.2 浓度对反应速率的影响 速率方程式,3.1 化学反应速率的概念,3.1.1 定容反应的反应速率,3.1.2 平均速率与瞬时速率,如果体积不变：,3.1.1 定容反应的反应速率,对于定容的气相反应：,对于一般的化学反应：,3.1.2 平均速率与瞬时速率,1. 平均速率,某一有限时间间隔内浓度的变化量。,40，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率,2N2O5(CCl4) 2N2O4(CCl4)+ O2(g),t1= 0
2、s c1(N2O5) = 0.200 molL-1,t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 molL-1,2. 瞬时速率 时间间隔t趋于无限小时的平均速率的极限。,为导数，它的几何意义是c-t曲线上某,点的斜率。例如270s时的瞬时速率：,A点的斜率=,3.2 浓度对反应速率的影响 速率方程式,3.2.1 化学反应速率方程式,3.2.3 浓度与时间的定量关系,3.2.2 由实验确定反应速率方程的 简单方法初始速率法,40，CCl4中N2O5分解反应的：c( N2O5 ),3.2.1 化学反应速率方程式,N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，即反应速率与c(N2O5)成正比
3、。,可见：,对于一般的化学反应：,反应级数：若=1，A为一级反应； =2，B为二级反应，则+=3，总反应级数为3。，必须通过实验确定其值。通常a,b。 k 反应速率系数：零级反应 molL-1 s-1； 一级反应 s-1；二级反应 (molL -1)-1 s-1； k 不随浓度而变，但受温度的影响，通常温度升高， k 增大。,例如：,反应的有关实验数据如下：,3.2.2 由实验确定反应速率方程的 简单方法初始速率法,该反应的速率方程式：,对NO而言是二级反应，对H2而言是一级反应。 试问如何求出反应速率系数？,亦可写为：,3.2.3 浓度与时间的定量关系,lnc-t 曲线应为直线,当反应物A的
4、转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用 表示。,对于一级反应,其半衰期为：,则,半衰期：,零级、一级、二级反应的速率方程总结：,仅适用于只有一种反应物的二级反应。,3.3.1 Arrhenius方程式,3.3 温度对反应速率的影响 Arrhenius方程式,3.3.3 对Arrhenius方程的进一步分析,3.3.2 Arrhenius方程式的应用,影响反应速率的因素有两个： k和cB,k与温度有关，T增大，一般k也增大， 但kT不是线性关系。,反应速率方程,3.3.1 Arrhenius方程式,k-T 关系图：,lnk-1/T 图,Arrhenius方程：,（指数形式）,k0指前参量
5、Ea实验活化能，单位为kJmol-1。,k-T 图,显然 为直线关系，,直线的截距为lnk0 。,直线的斜率为 ，,1.已知T1k1， T2k2，求Ea,活化能的数量级在40 400 kJmol-1 ，多数为60250 kJmol-1 。,两式相减，整理得到：,3.3.2 Arrhenius方程式的应用,2.由Ea计算反应速率常数,例题：2N2O5(g)2N2O4 (g) + O2(g),已知：T1=298.15K, k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K, k2=6.2910-4s-1,求：Ea及338.15K时的k3。,2. 温度升高，k增大，一般反应温度每升高10，k将增大
6、210倍；,1. 在 ，Ea处于方程的指数项中，对k有显著影响，在室温下， Ea每增加4kJmol-1，k值降低约80%；,3.3.3 对Arrhenius方程的进一步分析,4. 对不同反应，升高相同温度， Ea大的反应 k 增大的倍数多，因此升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用。,3. 根据 对同一反应，升高一定温度，在高温区值增加较少， 因此对于原本反应温度不高的反应 ,可采用升温的方法提高反应速率；,3.4.1 碰撞理论,3.4 反应速率理论和反应机理简介,3.4.4 反应机理与元反应,3.4.3 活化能与反应速率,3.4.2 活化络合物理论(过渡态理论),以气体分子运动论为基础，主要
7、用于气相双分子反应。,例如：反应,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,3.4.1 碰撞理论,气体分子的能量分布和活化能,Ek,Ec,E,以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态叫过渡态。,例如反应：,3.4.2 活化络合物理论(过渡态理论),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= E() - E()= Eac - Ea(逆)
8、-Eac - Ea(正),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。,浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化分子数随之增多,反应速率增大。,温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多, 反应速率增大。,3.4.3 活化能与反应速率,意义：通过实验一旦证实某一有确定反应物和生成物的反应为元反应,就可以根据化学反应计量方程式直接写出其速率方程式。,反应机理：化学反应过程中经历的真实反应步骤的集合。,元反应：由反应物一步生成生成物的反应，没有可用宏观实验
9、方法检测到的中间产物。,则,为元反应,3.4.4 反应机理与元反应,例如：,复合反应：由两个或两个以上的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,因而不出现在总反应方程式中。,如：,为由下列两步组成的复合反应,(慢),(快),中间产物NO3可被光谱检测到，但是没有从混合物中分离出来。,控制步骤的速率方程式：,反应机理的研究是一个十分复杂而艰难的任务。 意义：若清楚反应是如何进行的，则可以有效控制反应的快慢，以获得期望产物。 一般的过程是：采用分子光谱等研究手段检测反应过程中的中间产物，据此推断反应历程，再以实验获得的速率方程验证。 一个
10、合理的反应机理应满足：,全部元反应的加和应为化学计量反应方程式,由反应机理得出的速率方程应与实验所得一致,例题：一氧化氮被还原为氮气和水：,根据光谱学研究提出的反应机理是：,依据这一反应机理推断其速率方程式，并确定相关物种的反应级数。,解：按照速率控制步骤(最慢的一步),是中间产物，根据第一步的快速平衡，,该反应对NO是二级反应，对H2是一级反应。,代入,则,3.5.1 催化剂与催化作用的基本特征,3.5 催化剂和催化作用,3.5.3 酶催化,3.5.2 均相催化与多相催化,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。,3.5.1 催化剂与催化作用的基本特征,催化作用的特点 ：,只能
11、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。,只有在特定的条件下催化剂才能表现活性。,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。,1.均相催化： 催化剂与反应物种在同一相中的催化反应。,没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：,加入催化剂Br2，可以加快H2O2分解，分解反应的机理是：,第一步,第二步,总反应：,3.5.2 均相催化与多相催化,催化剂对反应活化能的影响,实验结果表明，催化剂参与的分解反应，改变了反应机理，降低了反应活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大。,活化能降低使活化分子数增加,2.多相催化： 催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应。,汽车尾气(NO和CO)的催化转化：,反应在固相催化剂表面的活性中心上进行，催化剂分散在陶瓷载体上，其表面积很大，活性中心足够多，尾气可与催化剂充分接触。,酶催化：以酶为催化剂的反应。,特点：高效 高选择性 条件温和,3.5.3 酶催化,作业：P68 2、3; P69-70 5、9、10,
