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1、第七章第七章 化学动力学基础化学动力学基础 化学反应,有的进行得很快,例如爆炸反应、强酸和强碱的中和反应等，几乎在顷刻之间完成，有的则进行得很慢，例如岩石的风化、钟乳石的生长、镭的衰变等，历时千百万年才有显著的变化。 有的反应，用热力学预见是可以发生的，但却因为反应速度太慢而事实上并不发生，如金刚石在常温常压下转化为石墨，在常温下氢气和氧气反应生成水等，这是由于化学热力学只讨论反应的可能性、趋势与程度，却不讨论反应的速度。共53张17-1 反应速率概念反应速率概念一一.平均速率平均速率共53张2 一般来说, 这两段的平均速率并不相等。 也可以用 N2O5 浓度的变化表示该反应的速率。 因为 N
2、2O5 是反应物，故要用其减少量，以 保证速率为正值, 所以有： 在同一段时间里, 和 反映的是同一问题, 但数值并不相等。关键是物质前面的化学计量数不一样。要要掌握它们之间的数量关系掌握它们之间的数量关系。对于化学反应： m A + n B x G + y D共53张3二二 瞬时速率瞬时速率割线 AB 的斜率共53张4割线的极限是切线, 所以割线 AB 的极限是切线 k；故 t0 时刻曲线切线的斜率是 t0 时的瞬时速率 vto 。从瞬时速率的定义, 可以归纳出瞬时速率的求法:(1) 做浓度-时间曲线图；(2) 在指定时间的曲线位置上做切线；(3) 求出切线的斜率(用做图法, 量出线段长,
3、求出比值)对于反应 aA + bB = gG + hH 某时刻的瞬时速率之间, 乃有如此的关系: 最有实际意义和理论意义的瞬时速率是初始速率 v0共53张57-2. 反应速率理论反应速率理论一一.碰撞理论（碰撞理论（Collision Theories） 1、碰撞理论的基本要点： 反应是通过反应物分子彼此碰撞而发生的，其中能发生反应的碰撞称为有效碰撞。条件：有效碰撞。条件：（1）互相碰撞的反应物分子应有合适的碰撞取向。显然, (a)种碰撞有利于反应的进行, (b)种以及许多其它碰撞方式都是无效的，即方向问题。共53张6第一，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
4、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分子中的碳碳原子与NO2中的氧氧原子相碰撞时，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。 共53张7对于反应对于反应 NO2 + CO NO + CO2合适的取向合适的取向共53张8 也就是说，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。 （2）互相
5、碰撞的分子必须具有足够的能量。只有具有较高的能量的分子在取向合适的条件下，能够克服碰撞分子间电子的相互斥力，完成化学键的改组，使反应完成，即能量问题。共53张9 利用数学形式综合方向和能量上的两个条件，可得如下方程： r = ZPf 式中Z表示分子碰撞频率，叫频率因子；P是反应物分子碰撞时的取向有关，称为碰撞取向因子，它指取向适合的次数占总碰撞次数比值；f为具有发生反应的能量的分子数与总碰撞分子数之比，叫能量因子。共53张10能量因子f复符合波尔兹曼能量分布律： 发生有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子活化分子。活化分子的百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率越大的百分数越大，有效碰撞数越多，反
6、应速率越大活化分子较一般分子的能量高，活化分子所具有的平均能量(E*)与整个反应物分子的平均能量(E)之差，称为实验活化能，简称活化能实验活化能，简称活化能(Ea)。 Ea=E*-E 共53张11 活化能的物理含义在于：由反应物到产物所要逾越的“能量障碍能量障碍” 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同的活化能，活化能由实验测定。一般化学反应的活化能在60kJmol-1240 kJmol-1。活化能小于40kJmol-1的反应化学反应速度很大。活化能大于400kJmol-1的反应化学反应速度很慢。活化能大小是物质结构的反映。如：下列合成氨
7、反应的活化能为共53张12N2（g）+3H2（g）2NH3（g）Ea=330kJ/mol该反应的G= - 33.28kJ/mol H= - 92.38kJ/mol这表明298.15K标准状态时合成氨仍可以自发进行（G0）且若进行,可放出热量92.28kJ/mol但是它的活化能高达330kJ/mol致使氮和氢的活化分子百分数很小，有效碰撞也极少，反应速率极小。由此可见，要实现某些能自发进行的反应，活化能是个值得考虑的重要因素。活化能具有广度性质活化能具有广度性质，因此方程式的不同写法活化能亦不同。共53张13二、过渡态理论二、过渡态理论 由反应物到产物的反应过程，必须通过一种过渡状态,即反应物分
8、子活化形成活化配合物的中间状态。如： AB + C BAC = AC + B 反应物 活化配合物活化配合物 产物 当C沿着AB键轴方向接近时，AB中的化学键逐渐松驰和削弱，原子C和原子A之间形成一种新键，这时形成了CAB的构型，这种过渡状态的构型称为活化配合物。共53张14 这种活化配合物位能很高，所以很不稳定，它可能重新变回原来的反应物（C，AB），也可能分解成产物（AC，B）。 化学反应速度取决于活化配合物的浓度、活化配合物分解的百分率、活化配合物分解的速度。共53张15共53张16 7-3 浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响一、速度方程和速度常数一、速度方程和速度常数 对于
9、一个给定反应来说，把反应物的浓度同反应速率定量地联系起来的数学表示式称为速速率率方方程程。速率方程中，各反应物浓度的指数之和，叫做该反应的级数。反应级数同反应方程式的计算配比没有必要的联系，它可以是零、整数、分数，甚至负数。反应级数的大小表示反应物浓度对反应速率的影响程度。 共53张17 上面我们做c-t图可求得v；我们再做v-c图则可得一直线直线共53张18 即即vN2O5或或v=kN2O5此式称为此式称为N2O5的反应速率方程，的反应速率方程，k为比为比例系数。例系数。N2O5=1mol/时，时，v=k，故，故k又称又称为为比速率比速率。所以。所以k的物理意义为的物理意义为单位浓度时的单位
10、浓度时的反应速度反应速度。 k大则大则v大，大，k小则小则v小，小，k与浓度无关，与浓度无关，温度升高则温度升高则k增大增大共53张19二、质量作用定律二、质量作用定律 在基元反应中, 或在非基元反应的基元步骤中, 反应速率和反应物浓度之间, 有严格的数量关系, 即遵循质量作用定律。质量作用定律。 aA + bB = gG + hH 基元反应基元反应则： 恒温下, 基元反应的速率同反应物浓度幂的连积成正比, 幂指数等于反应方程式中的化学计量数。 这就是质量作用定律质量作用定律。 上式也叫做速度速度定律表示式定律表示式。质量作用定律的表达式，经常称为反应速率方程反应速率方程，速率方程中，A,B表
11、示某时刻反应物的浓度, vi 是以物质 i 的浓度表示的反应瞬时速率, 即反应物为A,B时的瞬时速率。共53张20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。 K的单位为（molL-1)(1-n) s-1,n为反应级数。共53张21 例:340K时N2O5=0.160mol/L，v=0.056molL-1min-1，计算该反
12、应的速度常数及N2O5浓度为0.100mol/L时的v=?解:由v=kN2O5k=v/N2O5=0.056/0.160=0.35(min-1)v=kN2O5=0.350.100=0.035(molL-1min-1)共53张22二、反应级数二、反应级数 不同的化学反应有不同的速度方程和速度常数。只有通过实验才能得到,现在还没有一种理论来推导反应速度和速度常数。 对于反应： aA + bB dD+eE 其速度方程一般情况下可表示为： v=kAmBn m、n分别表示A和B的浓度的指数,分别称为反应物A和B的反反应应级级数数。m+n该反应的总反应级数总反应级数。共53张23浓度对化学反应速率的影响浓度
13、对化学反应速率的影响 如：2H2O22H2O + O2 r=kH2O2m=1为一级反应一级反应S2O82-+2I- 2SO42-+I2r =kS2O82-I-m=1,n=1,S2O82-、I-分别为一级反应m+n=2即整个反应为二级反应。二级反应。4HBr+O22H2O+2Br2r =kHBrO2m=1,n=1,m+n=2共53张24浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响 2NO+2H2N2+2H2Or =kNO2H2 NO为二级反应,H2为一级反应,总反应为三级反应。CH3CHOCH4+CO r =kCH3CHO3/2 即为3/2级反应级反应 反应级数不一定是整数,可以是分数,也可
14、以为零。 级数为零的反应叫零级反应。即浓度变化，速度不变。 确定速度方程，必须以实验事实为依据。共53张25浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响例：有一化学反应aA+bB=C在298K时，将AB溶液按不同浓度混合。得到下列数据。A的的初初始始浓浓度度 B的的初初始始浓浓度度 初初始始速速度度（mol/ls） 1.0 1.01.210-2 2.0 1.02.310-2 4.0 1.04.910-2 1.0 1.01.210-2 1.0 2.04.810-2 1.0 4.01.910-1求其速率方程求其速率方程?共53张26浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响解：由v=kA
15、mBnv1=k1m1n=k=1.210-2v2=k2m1n=k2m=2.310-2即即:m=1v4=k1m1n=1.210-2 v5=k1m2n=4.810-2k2n=4.810-2 2n=4.810-2/k=4=22n=2 故速率方程为：故速率方程为：v = 4.810-2AB2共53张27浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响例：制备光气反应按下式进行CO+Cl2 = COCl2实验测得下列数据：实验顺序 初浓度（mol/L） 初速度（molL-1s-1） COCl2 10.100.101.210-220.100.0504.2610-330.0500.106.010-340.05
16、00.050 2.1310-3 求该反应的反应级数m+n和速度常数k?共53张28浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响解：由速度方程v=kCOmCl2n得：v1=kCOmCl21n v2=kCOmCl22n共53张29浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响v=kCOCl23/2m+n=2.5即对CO为一级对Cl2为1.5级对总反应为2.5级v1=0.10.13/2kk=3.8(L/mol)3/2s-1共53张30 7-4 温度对反应速率的影响及阿伦尼乌斯公式温度对反应速率的影响及阿伦尼乌斯公式 经验告诉我们，温度升高，化学反应速率增大，不论是放热反应还是吸热反应，都一样。
17、Arrhenius在总结大量实验事实的基础上指出：取对数:所以可看出Ea、R、A为常数。所以lgk或lnk与1/T 成线性关系。（2） （1）共53张31做图可得一直线斜率斜率=截距截距=lnA通过测定通过测定NO2CO体体系在不同温度下的系在不同温度下的k可做可做lnk1/T图图得到斜率是得到斜率是-1.610104Ea=-8.314（ -1.61104）=1.34105（Jmol-1）共53张32若已知Ea便可求得不同温度下的速度常数。设某反应在T1时测得速度常数为k1设某反应在T2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（3）共53张33阿累尼乌斯公式阿
18、累尼乌斯公式 以上三式均为阿累尼乌斯公式。式中A 为给定反应的特征常数，Ea为反应活化能，R 为理想气体常数（R = 8.314 Jmol-1K-1），T 是热力学温度。用阿累尼乌斯公式讨论反应速率与温度的关系时，可以认为在一般的温度范围内活化能可以认为在一般的温度范围内活化能E Ea a和特征和特征常数常数A A均不随温度的变化而变化。均不随温度的变化而变化。 由阿累尼乌斯公式可见，速率常数k与绝对温度T成指数关系，温度的微小变化，都会导致k值的较大变化，尤其是活化能Ea较大时更是如此。因此温度与反应速率的关系为：温度升高，速率常数温度升高，速率常数k k增大，反应速率加快。增大，反应速率加
19、快。 共53张34阿累尼乌斯公式应用：阿累尼乌斯公式应用：例：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。共53张35Arrhenius方程的进一步分析方程的进一步分析 1 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%； 2 温度升高,k增大,一般反应温度每升高 k将增大24倍； 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
20、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；共53张36 7-5 反应历程反应历程 大量的实验事实表明，绝大多数化学反应并不是简单地一步就能完成的，而往往是分步进行的。化学反应经历的途径叫做反应机理（或反应历程）。反应机理（或反应历程）。一、基元反应和非基元反应一、基元反应和非基元反应 一步完成的化学反应称基元反应，由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应；由两个或三个基元反应构成的化学反应称为非基元反应或复杂反应。共53张37如：H2O2 + 2Br - + 2H+ 2H2O+Br2是由下列一系列基元反应构成H+ + H2O
21、2 H3O2+ （快反应）快反应）H3O2+ H+ + H2O2 （第第一一个个基基元元反反应应的的逆逆过过程程， 快反应）快反应）H3O2+ + Br - H2O + HOBr (慢反应慢反应)HOBr + H+ + Br - H2O + Br2 (快反应）快反应）由由4个基元反应组成个基元反应组成共53张38如： H2 + I2 2HII22I（快反应）2I I2（快反应）2I+ H22HI (慢反应) 其其反反应应速速度度主主要要决决定定于于速速度度最最慢慢的的基基元元反应（称决定步骤）。反应（称决定步骤）。共53张39二、反应分子数二、反应分子数（只对基元反应而言）基元反应可分为三类：
22、单分子反应单分子反应：主要包括分解反应和异构化反应。如：H3O2+H+H2O2双分子反应双分子反应：绝大多数基元反应属双分子反应。如：H+H2O2H3O2+H3O2+Br-H2O+HOBr2II2三三分分子子反反应应：属于三分子反应的基元反应为数不多，因为三个质点同时相碰的几率很小。HOBr + H+ + Br- H2O + Br22I + H2 2HI共53张40三、基元反应的速度方程三、基元反应的速度方程 恒温下，基基元元反反应应的反应速度与各反应物浓度系数次方的乘积成正比。也称为质量作用定律质量作用定律对： aA + bB dD+eE则： v=kAaBb如反应：H2O2 + 2Br- +
23、 2H+ 2H2O + Br2 其速度方程不能写成不能写成：v=kH2O2H+2Br-2，因其不是一个基元反应。共53张41H2O2 + 2Br - +2H+2H2O+Br2是下列基元反应构成 H+ + H2O2 H3O2+ H3O2+ H+ + H2O2H3O2+ + Br - H2O + HOBr( (慢反应慢反应) )HOBr + H+ + Br - H2O + Br2因 速 度 决 定 步 骤 为 慢 反 应 ， 即 v=kH3O2+Br- 但初态时并没有H3O2+只有H2O2、Br-、H+，我们需要变换一下H3O2+因H+H2O2H3O2+为快反应，在溶液中立刻就达到了平衡H3O2+
24、=kH+H2O2v=kkH+H2O2Br -=kH+H2O2Br -即：为一个即：为一个三级反应三级反应共53张42例：对于H2 + I2 2HI的反应 I22I2II22I + H2 2HI (慢反应)决定步骤的反应为2I+H22HIv=kI2H2为三级反应变换成化学反应的速度方程因I22I为快反应，即刻可达平衡所以k=I2/I2I2=kI2v=kkI2H2=kI2H2即：为一个二级反应。 在化学中完全弄清楚它们的反应机理的为数还很少，测定反应机理的工作是相当复杂和精细的。共53张43 反应机理的研究是一个十分复杂而艰难的任务意义：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
25、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，一个合理的反应机理应满足：全部基元反应的加和应为化学计量反应方程式全部基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由反应机理得出的速率方程应与实验所得一致共53张44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。(快,平衡)(慢)(快)k1k2k1k-1共53张45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 是一
26、级反应代入则共53张46 7-6 催化剂对反应速率的影响催化剂对反应速率的影响 凡能改变反应速度的而本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质，称为催催化化剂剂。催化剂能改变反应速度的作用称为催催化化作作用用。从催化剂的状态，可把催化剂分为均均相相和和异异相相催催化化剂剂；从催化剂是加快还是减慢反应速率的角度，可把催化剂分为正催化剂和负催化剂正催化剂和负催化剂两大类。如如:催化剂为什么能改变化学反应速度呢？许多实验测定指出，催化剂之所以能加速反应。是因为它参与了变化过程，改变了原来反应的途径，降低了反应的活化能。共53张47催化反应的机理 Mechanism of Catalyzed React
27、ion 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，增大了活化分子百分数，反应速率显著增大。 Ea为无催化剂时反应的活化能，即原反应的活化能；Ea、c是加催化剂后反应的活化能。很明显EaEa、c，即加催化剂后反应的活化能降低，活活化化分分子子的的百百分分数数增增加加，所以反应速率加快。例如合成氨反 应 ， 没 有 催 化 剂 时 反 应 的 活 化 能 为326.4kJmol-1，加入Fe作催化剂后，活化能降低至175.5 kJmol-1。计算表明，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。 共53张48均相催化 Hom
28、ogeneous Catalysis 在均相催化反应中，作为催化剂的物质与反应物处于同一物相中，例如痕量的氯气可以催化一氧化二氮（笑气）的分解反应（气态的N2O在室温下是一种相对惰性的物质，在1000K左右的温度下才发生分解）： Cl2（g） 2Cl（g） N2O（g）+ Cl（g）N2（g）+ ClO（g） 2ClO(g） Cl2（g）+ O2（g） 共53张49均相催化 Homogeneous Catalysis 在均相催化反应中也有不需要另加催化剂而能自动发生催化作用的反应，例如向H2O2水的酸性溶液中滴加KMnO4溶液，最初觉察不到反应的发生，但过了一会儿，反应速率逐渐加快，KMnO4
29、溶液的紫红色迅速消失，这是由于在反应中生成的Mn2+ 离子对H2O2水的分解反应具有催化作用。5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O 共53张50多相催化多相催化 Heterogeneous Catalysis 在多相催化过程中，反应物和催化剂分处两相，反应是在催化剂表面上进行的，所以多相催化又叫做表表面面催催化化。多相催化过程一般是通过反应物在催化剂表面上的化学吸附而进行的。 通常在物理吸附中，吸附剂是以范德华力把被吸附分子吸引到吸附剂表面上来，气体分子被吸附就好像该气体被液化一样。在化学吸附过程中，被吸附的分子是以化学键力结合在催化剂的表面上，这种键
30、力与化学键的强度不相上下，在与催化剂形成键力的过程中，化学吸附的分子发生了电子云重排，在某些被吸附分子内的键被拉长和变弱，甚至有些分子内的键被断裂开。N2O在金表面上的催化分解 共53张51 如：A+BAB这个化学反应，无催化剂存在时是按照途途径径I进行的，它的活化能为Ea，当有催化剂K存在时，其反应机理发生了变化，反应按照途径II分两步进行。A+KAK E1AK+BAB+K E2 由 于 E1、 E2均小于Ea，所以反应速度加快了。共53张52 由于加入催化剂有些反应可加快的步骤是惊人的。如:HI分解反应，若反应在503K进行，无催化剂时，活化能是184kJmol-1,以Au粉为催化剂时，活
31、化能降低至104.6kJmol-1，由于活化能降低约80kJmol-1致使反应速度增大约1千万倍。共53张53综上所述，催化剂对反应速率的影响表现在：，催化剂对反应速率的影响表现在：1.催化剂对反应速度的影响是改变了反应机理。2.催化剂不影响产物与反应物的相对能量，不能改变反应的始态和终态。G=-RTlnK 由上式可知，K不因有无催化剂而改变，即催化剂不改变平衡状态。催化剂的使用纯属动力学问题3.催化剂同等地加快正逆反应的速度。4.催化剂只能加速热力学上认为可以实际发生的反应对于热力学计算不能发生的反应，使用任何催化剂都是徒劳的，催化剂只能改变反应途径，而不能改变反应发生的方向。共53张54作
32、业：北师大P290：3，5，9，10，共53张55 以下为教学资料以下为教学资料共53张56零级反应零级反应（zero order reaction） 从数学观点看，零级速率方程最容易转变为浓从数学观点看，零级速率方程最容易转变为浓度时间方程式度时间方程式. v 与与c或或 t无关，按匀速进行。无关，按匀速进行。N2O(g) N2(g) + O2(g)， u u= kc0(N2O) = kAu分解反应中，分解反应中，N2O以匀速以匀速0.001 mol/dm3.min 分解分解共53张57一级反应一级反应（first order reaction） 速率方程为速率方程为u u =kc(A)，只
33、与反应物种的不稳定只与反应物种的不稳定性有关，不涉及反应微粒间的碰撞。性有关，不涉及反应微粒间的碰撞。分解反应分解反应 CH3CH2Cl(g) H2C=CH2(g)+HCl(g)放射性衰变反应放射性衰变反应重排反应重排反应 H2C CH2 CH3CH=CH2CH2由由 和和得得显然是一直线方程显然是一直线方程共53张58 当反应物当反应物 A 的转化率为的转化率为50%时时 所需的反应时所需的反应时间称为半衰期间称为半衰期,用用 表示表示.与浓度无关。与浓度无关。对于一级反应对于一级反应,其半衰期为其半衰期为:则则 半衰期（半衰期（half life period） 这一方法常被用于考古研究这
34、一方法常被用于考古研究. 例如本章习题之例如本章习题之一就是测定埃及一古墓的年代。一就是测定埃及一古墓的年代。 美国科学家利比因发明利用测定放射性美国科学家利比因发明利用测定放射性14C确确定地质年代的方法获定地质年代的方法获1960年诺贝尔奖。年诺贝尔奖。共53张59一、基元反应 Elementary Reactions 如果反应物的分子在一次有效碰撞中就能直接转化为产物分子，这样的反应就称为基元反应。基元反应的速率方程和反应级数可以直接根据反应方程式来推导： aA + bB 产物， v = k Aa Bb 如果参加反应的物质是气体，那么也可以用气体的分压来表示速率方程： v = k p(A
35、)a p(B)b 共53张60一、基元反应 Elementary Reactions 其中k k为反应速率常数，它取决于反应的本性，与温度和催化剂有关，与反应物浓度无关。不同反应的k是不同的，所以在其它条件都相同时可以用速率常数来衡量反应速率，一般快反应具有较大的速率常数；(a(ab)b)为反应级数。例如下列反应均是基元反应: SO2Cl2 SO2+Cl2NO2+CO NO+CO22NO2 2NO+O2 共53张61二、复杂反应 Complex Reactions 有些反应表面上看起来虽然很简单，但实际上是分步完成的复杂反应。例如： H2 + I2 2HI 以前一直被认为是简单反应，近年来实验
36、证明它经过如下几步完成。(1) I2 2I (快反应)(2) 2I I2 (快反应)(3) H2+2I 2HI (慢反应) 共53张62二、复杂反应 Complex Reactions 象这种复杂反应的速率方程和反应级数就不能从总反应的配平方程式来直接推导。因为这些化学反应本身是通过好几步进行的，在这些步骤中，每一步反应都有它们自身的反应速率，有些快，有些慢，并且每一步反应的反应速率都取决于该步相应的初始反应物或反应中间体的浓度。而总反应方程式的配比关系仅仅记述了初始反应物和最终产物之间的关系。因此，复杂化学反应的速率方程和反应级数都不能从总反应的配平方程式来直接推导，而是必须通过实验来确定。 共53张63
