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1、第第3 3章章 化学反应的方向、速率和限度化学反应的方向、速率和限度学习要求学习要求1.了解化学平衡的概念，理解平衡常数的意义，掌握有关化学平衡的计算。2.熟悉有关化学平衡移动原理。3.掌握浓度、温度、催化剂等因素对化学反应速度的影响，并能运用活化能和活化分子的概念加以解释。4.学会计算标准状态下反应自由能和熵的变化。5.学会运用自由能变化判断化学反应的方向, 理解平衡常数（Kc,Kp）与G的关系。 3.1 3.1 化学平衡化学平衡 化学动力学化学动力学 是研究化学反应的速度、影响反应速度是研究化学反应的速度、影响反应速度的因素以及反应的机理。的因素以及反应的机理。热力学热力学 研究物理或化学
2、变化中能量的相互转化和热研究物理或化学变化中能量的相互转化和热的影响因素（如温度）对转化的影响。特别是研究在的影响因素（如温度）对转化的影响。特别是研究在指定条件下一个变化自动进行的可能性（自发性），指定条件下一个变化自动进行的可能性（自发性），从而确定变化的方向和范围。但热力学不能解决变化从而确定变化的方向和范围。但热力学不能解决变化的速度问题。的速度问题。化学热力学化学热力学 研究化学变化中能量的相互转化和热的研究化学变化中能量的相互转化和热的影响因素（如温度）对转化的影响。影响因素（如温度）对转化的影响。3.1.1 可逆反应和化学平衡可逆反应和化学平衡1.可逆反应可逆反应 两个相反方向的
3、反应同时进行，使任何一两个相反方向的反应同时进行，使任何一个方向的反应都不能进行到底的化学反应。通常用个方向的反应都不能进行到底的化学反应。通常用可逆反应符号来代替方程式中的等号来表示。可逆反应符号来代替方程式中的等号来表示。2.2.化学平衡化学平衡 在可逆反应中正逆反应速度相等时，体系各在可逆反应中正逆反应速度相等时，体系各组份的相对量不随时间而改变的状态。组份的相对量不随时间而改变的状态。化学平衡的特征化学平衡的特征 建立平衡的条件是正逆反应速度相等。建立平衡的条件是正逆反应速度相等。建立平衡的标志是各物质浓度不随时间而改变。建立平衡的标志是各物质浓度不随时间而改变。化学平衡是动态平衡。各
4、物质相对量虽然保持不变，但化学平衡是动态平衡。各物质相对量虽然保持不变，但物质间的交换始终在进行着。物质间的交换始终在进行着。3.1.2 3.1.2 化学平衡常数化学平衡常数化学平衡定律化学平衡定律 在一定温度下，某个可逆反应达到平在一定温度下，某个可逆反应达到平衡时，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度次方衡时，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度次方的乘积之比是一个常数。对于反应的乘积之比是一个常数。对于反应: :aA+bBaA+bB= =dD+eEdD+eE在一定温度下达到平衡时，反应物和产物的平在一定温度下达到平衡时，反应物和产物的平衡浓度有如下关系。衡浓度有如下关系。( (推导见物理化学
5、推导见物理化学) )DDd dEEe e/(A/(Aa aBBb b)=)=K Kc c 代表平衡浓度，与通常代表平衡浓度，与通常( (初始和未达平衡初始和未达平衡时的时的) )浓度浓度( (c c) )表示有区别。表示有区别。K Kc c称为平衡常数称为平衡常数例例: :合成氨的反应合成氨的反应N N2 2+3H+3H2 2 = = 2NH2NH3 3在某温度下各物质的浓度在某温度下各物质的浓度平衡是平衡是:N:N2 2=3mol=3molL L-1-1,H,H2 2=9mol=9molL L-1-1,NH,NH3 3=4mol=4molL L-1-1求该反应的平衡常数和求该反应的平衡常数和
6、N N2 2、H H2 2的初始浓度。的初始浓度。解：解：求平衡常数求平衡常数K Kc cK Kc c=NH=NH3 3 2 2/(N/(N2 2HH2 2 3 3)=16/(3)=16/(393)=7.3293)=7.321010-3-3求求N N2 2、H H2 2的初始浓度。的初始浓度。N N2 2+3H+3H2 2 = = 2NH2NH3 3反应反应1 1摩尔摩尔N N2 2同时需同时需3molH3molH2 2生成生成2molNH2molNH3 3N N2 2+ +3H3H2 2 = 2NH = 2NH3 3平衡平衡 3mol3molL L-1-19mol9molL L-1-14mo
7、l4molL L-1-1初始初始 (3+2)(3+2)(9+6)(9+6)0 0即：即：5 515150 0答答: :K Kc c=7.32=7.321010-3-3, ,初始初始NN2 2 、HH2 2 为为5 5、15mol15molL L-1-1。n书写平衡常数的规则：书写平衡常数的规则：如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中。如：不应写在平衡关系式中。如：CaCOCaCO3 3(s)=CaO(s)+CO(s)=CaO(s)+CO2 2(g)(g)K Kc c=CO=CO2 2 COCO2 2(g)+H(g)+H2 2(g)=
8、CO(g)+H(g)=CO(g)+H2 2O(l)O(l)K Kc c=CO/(CO=CO/(CO2 2HH2 2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中。如：也不必写在平衡关系式中。如：CrCr2 2O O7 72-2-+H+H2 2O=2CrOO=2CrO4 42-2-+2H+2H+ +K Kc c=CrO=CrO4 42-2- 2 2HH+ + 2 2/Cr/Cr2 2O O7 72-2- 对于气体反应，写平衡常数关系式，除可以用平衡时的对于气体反应，写平衡常数关系式，除可以用平衡时的浓度表示外，也可以用平衡时各气体的分压表
9、示。如：浓度表示外，也可以用平衡时各气体的分压表示。如：N2+3H2=2NH3可写出两个平衡常数关系式可写出两个平衡常数关系式Kc=NH32/(N2H23)Kp=p2(NH3)/p(N2)p3(H2)p(NH3)、p(N2)、p(H2)为平衡时各气体的分压力。为平衡时各气体的分压力。n平衡常数表达式的物理意义：平衡常数表达式的物理意义：一定温度下，每个平衡反应都有自己特征的平衡常数。一定温度下，每个平衡反应都有自己特征的平衡常数。平衡常数只随温度变化而变化（虽然是浓度表达式），平衡常数只随温度变化而变化（虽然是浓度表达式），不随变化途径、反应方向、反应物的初始浓度大小的而改不随变化途径、反应方
10、向、反应物的初始浓度大小的而改变而改变。变而改变。平衡常数表达式代表在给定温度下体系达到平衡的条件。平衡常数表达式代表在给定温度下体系达到平衡的条件。平衡常数的大小代表平衡混合物中产物所占比例的多少。平衡常数的大小代表平衡混合物中产物所占比例的多少。平衡常数表达式表示体系的动态关系。平衡常数表达式表示体系的动态关系。3.1.3 3.1.3 有关平衡常数的计算有关平衡常数的计算一、转化率一、转化率 平衡转化率平衡转化率 平衡时已转化了的某反应物的量平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。与转化前该反应物的量之比。二、多重平衡规则二、多重平衡规则 某个反应可以表示为两个或多个反应的总
11、和。某个反应可以表示为两个或多个反应的总和。则总反应的平衡常数等于各个分步反应的平衡则总反应的平衡常数等于各个分步反应的平衡常数之积。常数之积。如：已知如：已知973K973K时下述反应：时下述反应：SOSO2 2(g)+0.5O(g)+0.5O2 2(g)=SO(g)=SO3 3(g)(g)K K1 1=20=20NONO2 2(g)=NO(g)+0.5O(g)=NO(g)+0.5O2 2K K2 2=0.012=0.012求反应：求反应：SOSO3 3(g)+NO(g)+NO2 2(g)=SO(g)=SO3 3(g)+NO(g)(g)+NO(g)的的K Kc c。解：解：由多重平衡规则：由
12、多重平衡规则：K Kc c= =K K1 1K K2 2=20=200.012=0.240.012=0.24注：注：所有平衡常数必须在同一温度下，因为所有平衡常数必须在同一温度下，因为K K随随温度而变化；温度而变化；如果反应如果反应3=3=反应反应2-2-反应反应1 1则则K K3 3= =K K2 2/ /K K1 1。.化学平衡的移动化学平衡的移动平衡移动原理：平衡移动原理：假如改变平衡系统条件之一，如假如改变平衡系统条件之一，如温度、压强、或浓度，平衡就向减弱这个改变的温度、压强、或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。方向移动。. .化学反应的方向和限度化学反应的方向和限度.反应的自
13、发性反应的自发性n自发过程自发过程 在一定条件下不需外力作用就能自在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程。动进行的过程。n自发反应自发反应 一定条件下不需外力作用就能发生一定条件下不需外力作用就能发生的化学反应。的化学反应。n非自发反应非自发反应 一定条件下不需外力作用就不能一定条件下不需外力作用就不能发生的化学反应。发生的化学反应。要注意：要注意：自发的反应不一定是迅速的。自发的反应不一定是迅速的。.熵与化学反应的熵变熵与化学反应的熵变一、混乱度一、混乱度# # # # # # # A# # # # # # # # # # # # # % % % % % B% % % % % % % %
14、# % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % # % 始态始态终态终态初态有较高的初态有较高的“有序性有序性”；混合后有序；混合后有序性就降低了，也就是说混合过程中气体存在性就降低了，也就是说混合过程中气体存在状态的状态的“混乱度混乱度”增加了。增加了。(统计热力学上统计热力学上用用代表混乱度代表混乱度)。再如，一合火柴散落在。再如，一合火柴散落在地上，火柴头总是趋向于混乱排列。地上，火柴头总是趋向于混乱排列。二、熵二、熵(S)熵是体系混乱度的量度，它与内能及焓一样是熵是体系混乱度的量度，它与内能及焓一样
15、是体系的一个重要的热力学性质，是一个状态函数。体系的一个重要的热力学性质，是一个状态函数。(统计热力学中统计热力学中S=kln，k为玻尔兹曼常数，为玻尔兹曼常数，1.3810-23)体系的混乱度越低，有序性越高，熵值就越低。体系的混乱度越低，有序性越高，熵值就越低。如：冰的熵值为如：冰的熵值为S冰冰=39.33JK-1mol-1水的熵值为水的熵值为S水水=69.91JK-1mol-1水汽的熵值为水汽的熵值为S汽汽=189JK-1mol-1三、标准熵三、标准熵在在1.01105Pa压力下，压力下，1mol纯物质的熵值叫做纯物质的熵值叫做标准熵，标准熵，ST。热力学第三定律定义：热力学第三定律定义
16、：在在0K时，任何物质完美晶体或纯净单质的熵值时，任何物质完美晶体或纯净单质的熵值为零。为零。虽然熵与焓一样都是物质的状态函数，并皆为虽然熵与焓一样都是物质的状态函数，并皆为广度性质。但熵与它们又有所不同，就是一般热力广度性质。但熵与它们又有所不同，就是一般热力学数据表中给出的是学数据表中给出的是1.01105Pa和和298K的标准熵而的标准熵而不是生成熵，不是生成熵，并且纯净单质的标准熵不等于零并且纯净单质的标准熵不等于零。四、化学反应的熵变四、化学反应的熵变有了各物质的标准熵数值后，就可以方便地求算有了各物质的标准熵数值后，就可以方便地求算化学反应的熵变了，如：化学反应的熵变了，如：aA+
17、bB dD+eE rS=dSD+eSE-aSA-bSB即即 rS=S产物产物-S反应物反应物例：例：求反应：求反应：2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的标准熵变。的标准熵变。查表：查表：S(HCl)=187JK-1mol-1S(H2)=130JK-1mol-1S(Cl2)=223JK-1mol-1 rS=130+223-2187 rS=-21JK-1mol-1答：标准熵变为答：标准熵变为-21JK-1mol-1五、熵五、熵(S)与熵变与熵变 rS的性质的性质n熵熵S与物态有关与物态有关,对于同一种物质对于同一种物质S固固S液液S气气。n熵熵S与分子的组成有关，对于不同的物质，其组成分与分
18、子的组成有关，对于不同的物质，其组成分子越复杂，熵就越大，而简单分子的熵就小。子越复杂，熵就越大，而简单分子的熵就小。n熵与体系物质的量有关，熵与体系物质的量有关，n越大熵值越大。越大熵值越大。n熵变熵变( rS)与体系中反应前后物质的量的变化有关，与体系中反应前后物质的量的变化有关，( n总总)若包含有气体的反应，主要看若包含有气体的反应，主要看 n(g)， n(g)正正值越大，值越大， rS就就正值越大，正值越大， n(g)=0时体系的熵变化时体系的熵变化不大。不大。n熵熵(S)是随温度升高而增大的，但熵变是随温度升高而增大的，但熵变( rS)值却随值却随温度的改变变化不大，一般也可以不考
19、虑温度对反应温度的改变变化不大，一般也可以不考虑温度对反应熵变的影响。熵变的影响。n熵熵(S)是随体系压力的增大而减小，这是因为压力加是随体系压力的增大而减小，这是因为压力加大体系的有序程度加大，熵就减小。而一般反应的大体系的有序程度加大，熵就减小。而一般反应的 rS值值却随压力的改变，变化不大。却随压力的改变，变化不大。n熵的特点：熵的特点：某状态熵值的绝对值可求，而且有明确的物理意义，某状态熵值的绝对值可求，而且有明确的物理意义，即是体系在此状态的混乱度即是体系在此状态的混乱度()大小的量度。大小的量度。熵不是能量项，单位是熵不是能量项，单位是JK-1mol-1。. . .吉布斯吉布斯自由
20、能自由能一、标准生成自由能一、标准生成自由能 与焓类似，用与焓类似，用 r rG G表示标准状态的表示标准状态的自由能变化自由能变化 f fG G。一纯物质的一纯物质的 f fG G是在是在1.011.0110105 5PaPa下由最稳定单质生下由最稳定单质生成成1mol1mol物质时，反应的自由能变化。并且规定最稳定单质物质时，反应的自由能变化。并且规定最稳定单质的的 f fG G为为零。在水溶液中离子的零。在水溶液中离子的 f fG G是是指定指定H H+ +(aq(aq) )的的 f fG G为为零的基础上求得的。热力学数据表中给的一般是零的基础上求得的。热力学数据表中给的一般是298K
21、298K时的生成自由能时的生成自由能( ( f fG G) )其单位是其单位是kJkJmolmol-1-1。注注: :逆过程逆过程 G G与正过程的与正过程的 G G数值相等，符号相反。数值相等，符号相反。如果一个反应是多个反应的和，总反应的如果一个反应是多个反应的和，总反应的 r rG G等于等于各反应各反应 G G之总和。之总和。二、判二、判断一个反应进行的方向时，如果：断一个反应进行的方向时，如果： rG0反应不自发进行反应不自发进行 rG=0平衡状态平衡状态当当 rG0时时(产物的产物的G反应物的反应物的G)该反应就自动向该反应就自动向生成产物的方向进行，在反应中反应物不断减小而产物生
22、成产物的方向进行，在反应中反应物不断减小而产物不断增加，不断增加，G为广度性质，当为广度性质，当G反应物反应物=G产物产物即即 rG=0时反时反应就不再朝一个方向进行了，这就是化学反应的限度，应就不再朝一个方向进行了，这就是化学反应的限度，即化学平衡。即化学平衡。对于一个化学反应都有一个标准自由能变化值。如：对于一个化学反应都有一个标准自由能变化值。如：aA+bB dD+eE rG=d fGD+e fGE-a fGA-b fGB例：求反应例：求反应4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)的的 rG，并指出反应是否是自发的。并指出反应是否是自发的。解：查表得解：查表得H2O的的
23、 fG=-237kJmol-1NO的的 fG=86.6kJmol-1NH3的的 fG=-16.5kJmol-1O2的的 fG=0kJmol-1 rG=4(86.6)+6(-237)-4(-16.5)=-1010.8(kJmol-1)吉布斯自由能是状态函数，吉布斯自由能是状态函数， rG只决定于始态和终只决定于始态和终态。而与过程无关，和焓一样，同样适用于盖斯定律。态。而与过程无关，和焓一样，同样适用于盖斯定律。当温度发生变化时当温度发生变化时 rH和和 rS变化不很大，而变化不很大，而 rG则则变化较大。变化较大。如果反应物或产物不处在标准状态下如果反应物或产物不处在标准状态下 rG的数值也的
24、数值也与与 rG不同。如：不同。如：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)T(K)298673 1073 1273 rG(105Pa) +130+71 +7-25 rG(103Pa) +119+50 -35 -75可看出在非标准状态下，可看出在非标准状态下，CaCO3可能在较低温度下可能在较低温度下分解。分解。每一个过程都有其特定的每一个过程都有其特定的 G G、 H H、 S S。而对于化学而对于化学反应来说，反应来说， r rG G决定化学反应自发进行的方向；决定化学反应自发进行的方向； r rH H是化是化学反应时能量的变化；学反应时能量的变化； r rS S是化学反应时混乱度的变
25、化。是化学反应时混乱度的变化。它们之间有什么联系？它们之间有什么联系？吉布斯亥姆霍兹二人各自独立地证明了它们之间吉布斯亥姆霍兹二人各自独立地证明了它们之间有如下关系：有如下关系： G G= = H H- -T T S S因因 H H和和 S S随温度的变化它们变化较小，在无机化学随温度的变化它们变化较小，在无机化学中可做近似处理。即中可做近似处理。即 r rG G(T(T)=)= r rH H(298K)-(298K)-T T r rS S(298K)(298K)如在标准状态下：如在标准状态下： r rG G( (T T)=)= r rH H(298K)-(298K)-T T r rS S(2
26、98K)(298K). . . 化学反应限度的判据化学反应限度的判据由上面的由上面的 r rG(T)= r rH(298K)-T rS(298K)公式可得下列结果：公式可得下列结果：类型类型 H S G反应的自发性反应的自发性1234-+-+-+永远是永远是-永远是永远是+受温度影响受温度影响受温度影响受温度影响永远自发永远自发永远非自发永远非自发温度低时自发温度低时自发温度高时自发温度高时自发例：求标准状态下例：求标准状态下CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的分解温度的分解温度? rH(298K)=178.3kJmol-1 rS(298K)=160.4JK-1mol-1解解:由公式
27、由公式 r rG(T)= r rH(298K)-T r rS(298K)当当 r rG(T)0时，分解反应即可发生。即：时，分解反应即可发生。即： r rH(298K)-T r rS(298K)0 r rH(298K)1112K答：温度大于答：温度大于1112K石灰石将分解。石灰石将分解。. . 化学反应速率化学反应速率. . .化学反应速率的概念化学反应速率的概念一、反应速率的概念一、反应速率的概念.化学反应速度化学反应速度用单位时间内反应物浓度的减用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示的少或生成物浓度的增加来表示的:单位用单位用molL-1s-1、molL-1min-1、mo
28、lL-1h-1。如如:某给定温度下某给定温度下,在密闭容器中氮气与氢气反应在密闭容器中氮气与氢气反应生成氨生成氨,各物质变化浓度如下各物质变化浓度如下: N2 + 3H2 2NH3起始起始 (mol/L) 1.0 3.0 03秒后浓度秒后浓度(mol/L) 0.7 2.1 0.6计算该反应速度。计算该反应速度。(反应速度为正值反应速度为正值)解解: 且存在着且存在着:随反应的不断进行，由于反应物的浓度不断随反应的不断进行，由于反应物的浓度不断减少，生成物的浓度不断增加，因此，减少，生成物的浓度不断增加，因此，大部分大部分化学反应都不是等速进行的，因此上述所计算化学反应都不是等速进行的，因此上述
29、所计算的反应速度是该段时间内的平均反应速度的反应速度是该段时间内的平均反应速度。.瞬瞬时时速速度度在在某某一一瞬瞬间间的的反反应应速速度度或或化化学学反应在某一时刻的真正速度。反应在某一时刻的真正速度。即上述反应的瞬时速度可表示为：即上述反应的瞬时速度可表示为：三个速度不同且有：三个速度不同且有：对于反应对于反应aA+bB dD+eE二、化学反应速度的实验测定二、化学反应速度的实验测定某某种种物物质质在在化化学学反反应应过过程程中中不不同同时时间间下下的的浓度数据做浓度数据做c-t曲线曲线如如:2N2O5 4NO2+O2由实验数据画图然后做任意一点的由实验数据画图然后做任意一点的切线切线。这这
30、样样即即可可求求得得任任意意浓浓度度时时的的瞬瞬时时反反应应速速度度。再根据再根据c-v做做图，即可得到图，即可得到速率方程速率方程。. . .反应速率理论简介反应速率理论简介随随着着反反应应进进行行的的时时间间的的延延长长，反反应应常常数数减减小小，即即反反应应减减慢慢。为为了了说说明明反反应应的的快快慢慢及及其其影影响响因因素素，目目前前提提出出了了两两种种理理论论：碰撞理论和过渡态理论。碰撞理论和过渡态理论。一、碰撞理论的基本要点：一、碰撞理论的基本要点：n反反应应是是通通过过反反应应物物分分子子彼彼此此碰碰撞撞而而发发生生的的，其其中中能发生反应的碰撞称为有效碰撞。能发生反应的碰撞称为
31、有效碰撞。n发发生生有有效效碰碰撞撞的的分分子子称称为为活活化化分分子子。活活化化分分子子的的百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。n实验活化能或实验活化能或ArrheniusArrhenius活化能活化能 活化分子所具有的活化分子所具有的平均能量平均能量( (E E*)*)与整个反应物分子的平均能量与整个反应物分子的平均能量( (E E) )之差之差称为活化能称为活化能( (E Ea)a)。E Ea=a=E E *-*-E E活活化化能能的的物物理理含含义义在在于于：由由反反应应物物到到产产物物所所要要逾逾越越的的“能量障碍能量障碍”活化能越
32、大，活化分子数就越小，反应物分子的有效活化能越大，活化分子数就越小，反应物分子的有效碰撞就越少，反应速率就越少。不同的化学反应有不碰撞就越少，反应速率就越少。不同的化学反应有不同的活化能，活化能由实验测定。同的活化能，活化能由实验测定。一一 般般 化化 学学 反反 应应 的的 活活 化化 能能 在在 60kJ60kJmolmol-1-1240 240 kJkJmolmol-1-1。活活化化能能小小于于40kJ40kJmolmol-1-1的的反反应应化化学学反反应应速速度度很很大大。活活化化能能大大于于400kJ400kJmolmol-1-1的的反反应应化化学学反反应应速速度度很慢。活化能大小是
33、物质结构的反映。很慢。活化能大小是物质结构的反映。如：下列合成氨反应的活化能为如：下列合成氨反应的活化能为N2（g）+3H2（g）2NH3（g）Ea=330kJ/mol该反应的该反应的 G=-33.28kJ/mol H=-92.38kJ/mol这这表表明明298.15K标标准准状状态态时时合合成成氨氨仍仍可可以以自自发发进进行行（ G0）且若进行且若进行,可放出热量可放出热量92.28kJ/mol。但但是是它它的的活活化化能能高高达达330kJ/mol致致使使氮氮和和氢氢的的活活化化分分子子百百分分数数很很小小，有有效效碰碰撞撞也也极极少少，反反应应速速率率极极小小。由由此此可可见见，要要实实
34、现现某某些些能能自自发发进进行行的的反反应应，活活化化能能是个值得考虑的重要因素。是个值得考虑的重要因素。二、过渡态理论二、过渡态理论n由由反反应应物物到到产产物物的的反反应应过过程程，必必须须通通过过一一种种过过渡渡状状态态,即即反反应应物物分分子子活活化化形形成成活活化化配配合合物物的的中中间间状状态。态。如如:A+BC ABC=AB+C反应物反应物活化配合物活化配合物 产物产物n当当C沿沿着着AB键键轴轴方方向向接接近近时时，AB中中的的化化学学键键逐逐渐渐松松驰驰和和削削弱弱，原原子子C和和原原子子A之之间间形形成成一一种种新新键键，这这时时形形成成了了CAB的的构构型型，这这种种过过
35、渡渡状状态态的的构构型型称称为为活活化化配配合合物物。这这种种活活化化配配合合物物位位能能很很高高，所所以以很很不不稳稳定定，它它可可能能重重新新变变回回原原来来的的反反应应物物（C，AB），也也可可能能分分解解成成产产物物（AC，B）。）。n化化学学反反应应速速度度取取决决于于活活化化配配合合物物的的浓浓度度、活活化化配配合合物物分分解解的的百百分分率率、活活化化配配合物分解的速度。合物分解的速度。一、一、 浓度对化学反应速度的影响浓度对化学反应速度的影响. . . 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素不不同同的的化化学学反反应应有有不不同同的的速速度度方方程程和和速速度度常常数数。
36、只有通过实验才能得到。只有通过实验才能得到。对于反应对于反应aA+bB=dD+eE其速度方程一般情况下可表示为其速度方程一般情况下可表示为:v=kAmBnm、n分分别别表表示示A和和B的的浓浓度度的的指指数数,分分别别称称为为反反应应物物A和和B的反应级数。的反应级数。m+n该反应的总反应级数。该反应的总反应级数。. .反应级数反应级数速速度度方方程程中中，反反应应物物浓浓度度的的指指数数分分别别称称为为反反应应物物的的反反应级数，其代数和称为反应的总级数。应级数，其代数和称为反应的总级数。如：如：2H2H2 2O O2 2=2H=2H2 2O + OO + O2 2v=kv=kHH2 2O
37、O2 2 m m =1=1为一级反应为一级反应S S2 2O O8 82-2-+2I+2I- - =2SO=2SO4 42-2-+I+I2 2v=kv=kSS2 2O O8 82-2-II- - m m =1,=1,n n =1,S=1,S2 2O O8 82-2-、I I- -分别为一级反应分别为一级反应m m + + n n =2=2即整个反应为二级反应。即整个反应为二级反应。2NO+2H2NO+2H2 2=N=N2 2+2H+2H2 2O Ov=kv=kNONO2 2HH2 2 NONO为二级反应为二级反应,H,H2 2为一级反应为一级反应, ,总反应总反应为三级反应。为三级反应。CHC
38、H3 3CHO=CHCHO=CH4 4+CO+COv=kv=kCHCH3 3CHOCHO3/23/2 即为即为3/23/2级反应级反应反反应应级级数数不不一一定定是是整整数数, ,可可以以是是分分数数, ,也也可可以以为为零零。级级数数为为零零的的反反应应叫叫零零级级反反应应。即即浓浓度度变变化化，速速度度不不变变。确确定定速速度度方方程程，必须以实验事实为依据。必须以实验事实为依据。例例：有有一一化化学学反反应应aA+bB=C在在298K时时，将将AB溶液按不同浓度混合溶液按不同浓度混合,得到下列数据。得到下列数据。A的初始浓度的初始浓度B的初始浓度的初始浓度初始速度初始速度(mol/l)
39、(mol/l) (mol/ls)1.01.01.210-22.01.02.310-24.01.04.910-21.01.01.210-21.02.04.810-21.04.01.910-1求求其速率方程其速率方程?解：由解：由v=kAmBnv1=k1m1n=k=1.210-2v2=k2m1n=k2m=2.310-2即即:m =1v4=k1m1n=1.210-2v5=k1m2n=4.810-2k2n=4.810-22n=4.810-2/k=4=22n =2.反应机理反应机理n反反应应机机理理化化学学反反应应经经历历的的途途径径叫叫做做（或或反反应应历历程程）。n基元反应 一步完成的化学反应。一步
40、完成的化学反应。n非基元反应 由由两两个个或或三三个个基基元元反反应应构构成成的的化化学学反反应。应。n简单反应简单反应由一个基元反应构成的化学反应。由一个基元反应构成的化学反应。n复杂反应复杂反应由非基元反应构成的化学反应。由非基元反应构成的化学反应。.质量作用定律质量作用定律恒恒温温下下，基基元元反反应应的的反反应应速速度度与与各各反反应应物物浓浓度度系系数数次方的乘积成正比。也称为次方的乘积成正比。也称为基元反应的速度方程。对：对：aA+bBdD+eE则：则：v=kAaBb如：对于反应如：对于反应H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的的速速度度方方程程不不能能写写成成v=kH2O2
41、H+2Br-2，因其不是一个基元反应。因其不是一个基元反应。二、温度对反应速率的影响二、温度对反应速率的影响阿累尼乌斯公式阿累尼乌斯公式1989年年Arrhenius在在总总结结大大量量实实验验事事实实的的基基础上指出：础上指出：k速度常数速度常数,Ea为活化能为活化能,R气体常数气体常数,A称称指前因子。指前因子。取对数取对数:所所以以可可看看出出Ea、R、A为为常常数数。所所以以lgk或或lnk与与1/T成线性关系。成线性关系。若已知若已知Ea便可求得不同温度下的速度常数。便可求得不同温度下的速度常数。设某反应在设某反应在T1时测得速度常数为时测得速度常数为k1设某反应在设某反应在T2时测
42、得速度常数为时测得速度常数为k2则则:上式中，上式中，Ea的单位为的单位为Jmol-1例例 ： 某某 反反 应应 的的 活活 化化 能能 Ea=1.14105Jmol-1在在600K时时k=0.75Lmol-1s-1计算计算700K时的时的k。解：已知：解：已知：T2=700K，T1=600K，k1=0.75得得k2=20Lmol-1s-1答：答：700K时的时的k为为20Lmol-1s-1三、三、 催化剂对化学反应速度的影响催化剂对化学反应速度的影响一、催化剂一、催化剂n催催化化剂剂凡凡能能改改变变反反应应速速度度的的而而本本身身的的组组成成和质量在反应前后保持不变的物质。和质量在反应前后保
43、持不变的物质。n催化作用催化作用 催化剂能改变反应速度的作用。催化剂能改变反应速度的作用。催催化化剂剂为为什什么么能能改改变变化化学学反反应应速速度度呢呢？许许多多实实验验测测定定指指出出，催催化化剂剂之之所所以以能能加加速速反反应应。是是因因为为它它参参与与了了变变化化过过程程，改改变变了了原原来来反反应应的的途途径径，降降低了反应的活化能。低了反应的活化能。n催化剂的特点催化剂的特点催化剂对反应速度的影响是改变了反应机催化剂对反应速度的影响是改变了反应机理。理。催催化化剂剂不不影影响响产产物物与与反反应应物物的的相相对对能能量量，不能改变反应的始态和终态。不能改变反应的始态和终态。 G=-RTlnK由上式可知，由上式可知，K不因有无催化剂而改变，不因有无催化剂而改变，即催化剂不改变平衡状态。催化剂的使用即催化剂不改变平衡状态。催化剂的使用纯属动力学问题纯属动力学问题
