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1、化学热力学的化学热力学的初步概念初步概念Primary Conception of Chemical Thermodynamics计算乙烯与水作用制备乙醇的反应焓变计算乙烯与水作用制备乙醇的反应焓变Solution结论：对一般反应结论：对一般反应 aA+bByY+zZ指指100KPa和和25摄氏度下（常温常压下），将摄氏度下（常温常压下），将1mol理想气体分子理想气体分子AB拆开为中性气态原拆开为中性气态原子子A和和B所需要的能量（单位为所需要的能量（单位为KJ.mol-1） 如果综合两种反应自发性驱动力，就会得到如果综合两种反应自发性驱动力，就会得到G = H - T S (吉布斯吉布斯-
2、亥姆霍兹亥姆霍兹 公式公式)定义定义 G = H - TSG Gibbs函数（函数（Gibbs free energy）G是状态函数，是状态函数，与焓一样，人们只能测得或与焓一样，人们只能测得或算得自由能变算得自由能变(G)，而无法得到，而无法得到G本身。本身。 自由能自由能反应自发性的最终判据反应自发性的最终判据 Free energythe determined criterion for the spontaneous process (Gibbs J ，1839-1903) 在定温定压下，任何自发变化总是体系的在定温定压下，任何自发变化总是体系的Gibbs 函函数减小。数减小。G 0
3、反应是非自发的，能逆向进行反应是非自发的，能逆向进行G = 0 反应处于平衡状态反应处于平衡状态 G代代表表了了化化学学反反应应的的总总驱驱动动力力，它它就就是是化化学学家家长长期以来所寻找的、明确判断过程自发性的那个物理量！期以来所寻找的、明确判断过程自发性的那个物理量！平衡移动平衡移动 Shift of the equilibrium 平衡状态平衡状态 Equilibrium state 标准平衡常数标准平衡常数 Standard equilibrium constant平衡状态和标准平衡常数平衡状态和标准平衡常数 Equilibrium and standard equilibrium
4、constant 平衡状态平衡状态 Equilibrium state 什么是平衡状态？就是什么是平衡状态？就是 G = 0 或者或者 v正正 = v负负 在密闭容器中，可逆反应不能进行到底在密闭容器中，可逆反应不能进行到底. 化学反应有可逆反应与不可逆反应之分，但大化学反应有可逆反应与不可逆反应之分，但大 多数化学反应都是可逆的多数化学反应都是可逆的. 例如例如:MnO22KClO3 (s) 2KCl (s) +3O2(g) 化学平衡的鲜明特点化学平衡的鲜明特点 平衡是动态的平衡是动态的 到达平衡状态的途径是双向的到达平衡状态的途径是双向的 对对上上述述反反应应，不不论论从从哪哪个个方方向向
5、都都能能到到达达同同一一平平衡衡状状态态。温温度度一一经经确确定定，CO2的的平平衡衡压压力力也也就就确确定定，在在该该压压力下产生力下产生CO2的速率等于它转化为的速率等于它转化为CaCO3的速率。的速率。 系系统统各各组组分分无无限限期期保保持持恒恒定定并并不不意意味味着着正正、逆逆反反应应的的终终止止，只只不不过过朝朝两两个个方方向向进进行行的的速速率率相相等等而而已已。如如反反应应 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)平平衡衡时时，CaCO3仍仍在在不不断断分分解解为为CaO和和CO2, CaO与与CO2仍在不断形成仍在不断形成CaCO3（用放射性同位素用放射性同位素141
6、4C标记法）标记法）。 平衡状态是两种相反趋势导致的折中状态平衡状态是两种相反趋势导致的折中状态 两两种种相相反反趋趋势势是是指指系系统统总总是是趋趋向向最最低低能能量量的的趋趋势势和和趋趋向向最最大大混混乱乱度度的的趋趋势势。CaCO3中中的的C原原子子和和O原原子子高高度度有有序序，由由其其形形成成的的 占占据据着着晶晶格格中中的的确确定定位位置置。分分解解反反应应相相应应于于将将 以以CO2气气体体分分子子形形式式游游离离出出来来，游游离离出出来来的的气气体体分分子子能能运运动动于于反反应应容容器器的的整整个个空空间间。与与 中中禁禁锢锢的的CO2相相比比,气气态态CO2分分子子的的混混
7、乱乱度度更更高高。如如果果只只有有熵熵变变这这一一因因素素，CaCO3将将会会完完全全分分解解。然然而而CaCO3的的分分解解为为吸吸热热过过程程，熵熵变变有有利利的的这这一一反反应应焓焓变变却却不不利利。逆逆反反应应的的情情况况恰恰好好颠颠倒倒过过来来: 熵熵变变不不利利而而焓焓变变却却有有利利。可可以以认认为为，平平衡衡系系统统中中CO2的的分分压压反反映映了了两两种趋势导致的折中状态。种趋势导致的折中状态。平衡常数浓度平衡常数Kc压力平衡常数Kp标准平衡常数标准平衡常数标准平衡常数的表达式标准平衡常数的表达式 对于溶液中的反应对于溶液中的反应 标标准准平平衡衡常常数数 用用以以定定量量表
8、表达达化化学学反反应应的的平平衡衡状状态态。 值值越越大大，平平衡衡混混合合物物中中生生成成物物越越多多而而反反应应物物越少，反之亦然。越少，反之亦然。 对于气相反应对于气相反应 a A b B c C d D 对通式对通式 是无量纲的量是无量纲的量 是温度的函数，与浓度、分压无关是温度的函数，与浓度、分压无关 标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应所表示的多相反应而言，所表示的多相反应而言， 的表达式则为的表达式则为 a A(s) b B(aq) c C(aq) d D(g) 已知已知25时反应时反应 （1）2BrCl(g) Cl2(g) +
9、 Br2(g) 的的 （2）I2(g)+Br2(g) 2IBr(g) 的的计算反应计算反应（3）2ClBr(g) + I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的的 Question Question 2ClBr(g) + I2(g) 2IBr(g) + Cl2(g)Solution反应反应（1）+ （2）得：）得：Question Question 2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)开始开始 pB/kPa 100.0 100.0 0变化变化 pB/kPa -98.0 98.0平衡平衡 pB/kPa 100.0-98.0 100.0 98.0 p(GeO) = 10
10、0.0 kPa 98.0 kPa = 2.0 kPa p(W2O6) = 100.0 kPa - - kPa = 51.0 kPaSolution 恒温恒容下，恒温恒容下， 2GeO (g) +W2O6 (g) 2 GeWO4 (g) 若反应开始时，若反应开始时，GeO 和和 W2O6 的分压均为的分压均为100.0 kPa，平衡时平衡时 GeWO4 (g) 的分压为的分压为 98.0 kPa. 求平衡时求平衡时GeO和和W2O6的分压以及反应的标准平衡常数。的分压以及反应的标准平衡常数。标准平衡常数与标准平衡常数与标准自由能变标准自由能变 表表达达 与与 之之间间关关系系的的式式子子叫叫范范
11、特特霍霍夫等温式：夫等温式： 如果系统达到平衡如果系统达到平衡, 则不但意味着则不但意味着rGm(T)0, 而而且意味着反应商等于标准平衡常数且意味着反应商等于标准平衡常数 ，则，则或或 rGm(298 K) = 103.8 kJmol-1 (0.008 31 kJmol-1K-1)(298 K) ln 0.01 =103.8 kJmol-111.4 kJmol-1 = 115.2 kJmol-1Question Question 与与 值相比，值相比， 值更负，值更负，比标准状态条件下具有更大的自发性。比标准状态条件下具有更大的自发性。 反应反应 CCl4(l) + H2(g) HCl(g)
12、 + CHCl3(l)的的 若若实验值实验值 p(H2)1.0106 Pa和和p(HCl)1.0104 Pa时时 ，反应的自发性增大还是减少？，反应的自发性增大还是减少？Solution平衡移动平衡移动 外外界界条条件件改改变变时时一一种种平平衡衡状状态态向向另另一一种种平平衡衡状状态态的的转转化化过过程程叫叫平平衡衡移移动动。所所有有的的平平衡衡移移动动都都服服从从吕吕查查德德里里原原理理(Le Chateliers principle): 若若对对平平衡衡系系统统施施加加外外力力, , 平平衡衡将将沿沿着减小此外力的方向移动。着减小此外力的方向移动。(Le Chatelier H,1850
13、-1936) 法国无机化学家，巴黎大学教授法国无机化学家，巴黎大学教授对于溶液中的化学反应：对于溶液中的化学反应： 平衡时平衡时, c(反应物反应物)增大或增大或c(生成物生成物)减小减小, Q K， 平衡向逆向移动平衡向逆向移动(1) 浓度的影响浓度的影响 增增大大反反应应物物浓浓度度或或减减少少生生成成物物浓浓度度时时平平衡衡将将沿沿正正反反应应方方向向移移动动；减减小小反反应应物物浓浓度度或或增增加加生生成成物物浓浓度度时时平平衡衡则则沿沿逆逆反反应应方方向向移移动动。例例如如 BiCl3水水解解生生成成不不溶溶性性的的BiOCl 和盐酸的反应：和盐酸的反应：其实，显示的仍然是其实，显示
14、的仍然是平衡常数与反应商之间的关系平衡常数与反应商之间的关系 ：BiCl3(aq) H2O(l) BiOCl(s) 2 HCl(aq) 加加 水水加盐酸加盐酸(2) 压力的影响压力的影响 压压力力变变化化对对平平衡衡的的影影响响实实质质是是通通过过浓浓度度的的变变化化起起作作用。改变压力对无气相参与的系统影响甚微。用。改变压力对无气相参与的系统影响甚微。 如果平衡系统的总压力增至原来的如果平衡系统的总压力增至原来的2倍倍, 则即即 , ,导致反应向生成氨的方向移动导致反应向生成氨的方向移动 。3 H2(g) N2(g) 2 NH3(g) 若给已达到平衡的反应中引入惰若给已达到平衡的反应中引入惰
15、性气体，则平衡如何移动？性气体，则平衡如何移动？SolutionQuestion Question 在惰性气体存在下达到平衡后在惰性气体存在下达到平衡后,再恒温压缩再恒温压缩, , 平衡向气体分子数减小的方向移动平衡向气体分子数减小的方向移动, ,平衡不平衡不 移动移动; 对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反 应物和生成物应物和生成物pB不变，不变， ，平衡不移动；，平衡不移动； 对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总 压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果压不变，体积增大，反
16、应物和生成物分压减小，如果 ，平衡向气体分子数增大的方向移动。，平衡向气体分子数增大的方向移动。(3) 温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响 是温度的函数。温度变化引起是温度的函数。温度变化引起 的变化，的变化，导致化学平衡的移动；导致化学平衡的移动； 对于放热反应，对于放热反应， ,平衡向逆向移动；平衡向逆向移动； 对于吸热反应，对于吸热反应， 0,温度升高温度升高, 增大增大, Q ,平衡向正向移动。平衡向正向移动。Gibbs函数变判据与反应商判据是一致的函数变判据与反应商判据是一致的:作业作业P63 1P63 1，8 8化学反应速率与化化学反应速率与化学动力学初步概念学动力学初步概念
17、Primary Conception of Chemical Reaction Rate and Chemical Kinetics1.初步了解化学反应速率、速率方程、碰撞理论、过初步了解化学反应速率、速率方程、碰撞理论、过2. 渡状态理论和活化能概念；渡状态理论和活化能概念；2.理解并会用浓度、温度、催化剂诸因素解释其对化理解并会用浓度、温度、催化剂诸因素解释其对化3. 学反应速率的影响；学反应速率的影响；3.初步掌握阿仑尼乌斯公式的应用，会用其求算活化初步掌握阿仑尼乌斯公式的应用，会用其求算活化4. 能及某温度下的反应速率；能及某温度下的反应速率；4.理解反应分子数和反应级数的概念，会进行
18、基元反理解反应分子数和反应级数的概念，会进行基元反5. 应有关的简单计算；应有关的简单计算；5. 初步掌握零级、一级和二级反应的特征。初步掌握零级、一级和二级反应的特征。 本章教学要求本章教学要求 化化学学动动力力学学研研究究的的是是反反应应进进行行的的速速率率, 并并根根据据研研究究反反应应速速率率提提供供的的信信息息探讨反应机理，即研究反应的快慢和反应进行的途径。探讨反应机理，即研究反应的快慢和反应进行的途径。 H2与与O2具具有有生生成成H2O的的强强烈烈趋趋势势, 但但室室温温下下气气体体混混合合物物放放置置1万万年年仍仍看看不不出出生生成成H2O的的迹迹象象。为为了了利利用用这这个个
19、反反应应释释放放的的巨巨大大能能量量, 就就必必须须提提供供适适当的动力学条件。因此，化学动力学研究还在于其实用意义。当的动力学条件。因此，化学动力学研究还在于其实用意义。 化学反应的平均速率化学反应的平均速率The average rate of chemical reaction 反应的瞬时速率反应的瞬时速率Instantaneous rate of chemical reaction 化学反应速率化学反应速率 R Rate of chemical reaction定定 义义 反应速率反应速率 (反应比率反应比率) 是指给定条件下反应物通过化是指给定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速率
20、，常用单位时间内反应物浓度学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的增加来表示。的减少或者产物浓度的增加来表示。 浓度常用浓度常用mol dm3，时间常用，时间常用s，min，h，d，y。1 化学反应的平均速率化学反应的平均速率 进度随时间的变化率称之为反应速率。 对于气相反应，常用气体的分压力代替浓度：对于等容反应, 单位体积的反应系统中,反应 对于化学反应：反应速率可表示为：(c(H2O2)/ t)/moldm3s1c(H2O2)/moldm3t/sc(H2O2)/moldm3t/s15.010-410.510-48.010-46.310-44.810-44.81
21、0-42.810-40.600.420.320.250.190.150.112.321.721.300.980.730.540.390.2840040040040040040040004008001 2001 6002 0002 4002 800反应的平均速率反应的平均速率= c(H2O2)t随着时间的推移，双氧水的浓度在减小！随着时间的推移，双氧水的浓度在减小！ 实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易 通过实验监测其浓度变化。通过实验监测其浓度变化。aA + bB yY + zZ对于一般的化学反应：对于一般的化学反应： 瞬时速率只能用作图的方
22、瞬时速率只能用作图的方法得到，例如对于反应（法得到，例如对于反应（45 ）：）： 2N2O5 4NO2+O22 反应的瞬时速率反应的瞬时速率c(N2O5)/moldm-3 v/mol dm-3 s-1 0.90 5.410-4 0.45 2.710-42 2反应反应 2W+X Y+Z哪种速率表达式是正确的？哪种速率表达式是正确的？Question Question 反应速率理论简介反应速率理论简介 Brief introductory to reaction rate theory1 碰撞理论碰撞理论 Collision theory2 过渡状态理论过渡状态理论 Transition stat
23、e theory 3 活化能活化能 Ea Activation energy 1918年年 Lewis以气体分子运动论为基础提出。将气体分子视为没有内部结以气体分子运动论为基础提出。将气体分子视为没有内部结构的硬球，而把化学反应看作是硬球间的有效碰撞。构的硬球，而把化学反应看作是硬球间的有效碰撞。简单碰撞理论（硬球碰撞理论）简单碰撞理论（硬球碰撞理论）碰撞理论认为：化学反应的实质是原子的重新组合，在组合过程中，必须破坏反应物分子中的化学键，才能形成产物分子中的化学键。而旧化学键的断裂和新化学键的形成，是通过反应物分子间的相互碰撞来实现的。在反应物分子的无数次碰撞中，只有极少数的碰撞才能发生化学
24、反应。这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。能够发生有效碰撞的分子称为活化分子，它比普通分子具有更高的能量。发生有效碰撞的两个基本前提发生有效碰撞的两个基本前提: 碰撞粒子的动能必须足够大碰撞粒子的动能必须足够大 碰撞的几何方位要适当碰撞的几何方位要适当对于反应对于反应 对对 HCl 和和 NH3 的气相反应，显然的气相反应，显然 HCl 的的 H 端只能通过端只能通过狭窄的狭窄的“窗口窗口”接近孤对电子，发生有效碰撞的机会自然小接近孤对电子，发生有效碰撞的机会自然小多了。多了。 过渡状态理论 过渡状态理论认为: 化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，而是反应物分子要经过一个中间过渡
25、状态，形成活化配合物,反应物与活化配合物之间很快达到化学平衡，化学反应的反应速率由活化配合物的分解速率决定。 。 过渡状态又叫活化络合物（有活过渡状态又叫活化络合物（有活性的复杂的）性的复杂的） A+B-CA B C* A-B+C反应物反应物( (始态始态) )活化络合物活化络合物 ( (过渡态过渡态) ) 产物产物( (终态终态) )反应过程可表示为： 活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差.活化能活化能 Ea活化能可以理解为：使活化能可以理解为：使1mol具有平均能量的分子变成活化分子所需吸收的最低具有平均能量的分子变成活化分子所需吸收的最
26、低能量。能量。 在一定温度下，反应的活化能越大，活化分子的分子分数越小，活化分子越少，有效碰撞次数就越少，因此化学反应速率越慢；反应的活化能越小，活化分子的分子分数越大，活化分子越多，有效碰撞次数就越多，化学反应速率越快。除了要考虑反应物分子间的碰撞频率和反应物的活化能外，还要考虑碰撞时分子的空间取向。活化分子要发生有效碰 撞 ， 它 们 彼 此 间 的 取 向 必 须 适 当 。60250 60250 一般反应一般反应一般反应一般反应40 400 400 反应速率非常小反应速率非常小反应速率非常小反应速率非常小浓度对反应速率的影响浓度对反应速率的影响对一定温度下的某一特定反应，反应物分对一定
27、温度下的某一特定反应，反应物分对一定温度下的某一特定反应，反应物分对一定温度下的某一特定反应，反应物分子中活化分子所占的份数是一定的，因此，子中活化分子所占的份数是一定的，因此，子中活化分子所占的份数是一定的，因此，子中活化分子所占的份数是一定的，因此，单位体积中的活化分子的数目与单位体积单位体积中的活化分子的数目与单位体积单位体积中的活化分子的数目与单位体积单位体积中的活化分子的数目与单位体积中反应分子的总数成正比，也就是与反应中反应分子的总数成正比，也就是与反应中反应分子的总数成正比，也就是与反应中反应分子的总数成正比，也就是与反应物的浓度成正比。当反应物的浓度增大时，物的浓度成正比。当反
28、应物的浓度增大时，物的浓度成正比。当反应物的浓度增大时，物的浓度成正比。当反应物的浓度增大时，单位体积中分子总数增多，活化分子数目单位体积中分子总数增多，活化分子数目单位体积中分子总数增多，活化分子数目单位体积中分子总数增多，活化分子数目也相应增多。于是单位时间内有效碰撞次也相应增多。于是单位时间内有效碰撞次也相应增多。于是单位时间内有效碰撞次也相应增多。于是单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快。数增多，反应速率加快。数增多，反应速率加快。数增多，反应速率加快。温度升高，分子间碰撞频率增加，反应速率加快。但更主要的是使较多的温度升高，分子间碰撞频率增加，反应速率加快。但更主要的是使较多的温
29、度升高，分子间碰撞频率增加，反应速率加快。但更主要的是使较多的温度升高，分子间碰撞频率增加，反应速率加快。但更主要的是使较多的分子获得能量而成为活化分子，结果导致单位时间内有效碰撞次数显著增分子获得能量而成为活化分子，结果导致单位时间内有效碰撞次数显著增分子获得能量而成为活化分子，结果导致单位时间内有效碰撞次数显著增分子获得能量而成为活化分子，结果导致单位时间内有效碰撞次数显著增加，从而大大加快了反应速率。加，从而大大加快了反应速率。加，从而大大加快了反应速率。加，从而大大加快了反应速率。温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响 反应物的能量必反应物的能量必 须爬过一个能垒须爬过一个能垒 才能
30、转化为产物才能转化为产物 即使是放热反应即使是放热反应 ( rH为负值为负值)， 外界仍必须提供外界仍必须提供 最低限度的能量，最低限度的能量， 这个能量就是这个能量就是 反应的活化能反应的活化能 O 离子反应和沉淀反应的离子反应和沉淀反应的Ea都很小都很小 小于小于40 kJmol-1和大于和大于400 kJmol-1的都很难测定出的都很难测定出 一些反应的一些反应的Ea 每一反应的活化能数值各异每一反应的活化能数值各异, 可以通过实验和计算得可以通过实验和计算得 到到 。活化能越小。活化能越小, 反应速率越快。反应速率越快。Ea是动力学参数。是动力学参数。N2(g) + 3H2(g) =
31、2NH3(g), Ea=175.5 kJmol- -1HCl + NaOH NaCl+H2O, Ea20 kJmol- -12SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g), Ea=251 kJmol- -1 化学反应会不会因活化分子的消耗而停止？化学反应会不会因活化分子的消耗而停止？ 具具有有各各动动能能值值分分子子的的分分布布情情况况是是由由温温度度决决定定的的。温温度度一一定定，分分布布情情况况就一定。就一定。 （1） 反反应应是是放放热热的的，随随着着反反应应的的进进行行体体系系温温度度可可能能升升高高，活活化化分分子子所所占的百分数不但不减小反而增加了。占的百分数不但不减小反而增加
32、了。 （2）反反应应是是吸吸热热的的，如如果果维维持持体体系系温温度度不不变变，则则活活化化分分子子所所占占的的百百分分数数也也不不变变；如如果果环环境境不不能能供供应应热热量量，体体系系温温度度则则降降低低，活活化化分分子子所所占占的的百百分分数数将将随随之之减减小小。即即便便这这样样，体体系系总总还还存存在在一一个个动动能能分分布布，总总有有一一定定数数量量的活化分子。的活化分子。SolutionQuestion Question 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素 Influential factors on chemical reaction rate 1.浓浓度度对对化化学
33、学反反应应速速率率的的影影响响 : :元元反反应应的的速速率率方方程程 Effect of concentration on the rate of chemical reaction: rate equation of elemental reaction2 温度对化学反应速率的影响温度对化学反应速率的影响 Effect of temperature on the rate of chemical reaction3 反应物之间的接触状况对反应速反应物之间的接触状况对反应速 率的影响率的影响 Effect of the contact surface of the reactants on
34、the rate of the chemical reaction4 催化剂对反应速率的影响催化剂对反应速率的影响 Effect of catalyst on the rate of chemical reaction1 浓度对化学反应速率的影响浓度对化学反应速率的影响: :元元 反应的速率方程反应的速率方程反应速率反应速率碰撞次数碰撞次数反应物浓度反应物浓度 在温度恒定情况下在温度恒定情况下, , 增加反应物的浓度增加反应物的浓度可以增大反应速率。可以增大反应速率。 用来表示反应速率与反应物浓度之间定量的关系式叫速率方程。用来表示反应速率与反应物浓度之间定量的关系式叫速率方程。白磷在纯氧气中
35、和在空气中的燃烧白磷在纯氧气中和在空气中的燃烧元反应和复合反应 反应物的微粒（分子、原子、离子或自由基）间直接碰撞而一步实现的化学反应，称为元反应。大多数化学反应要经过若干个步骤，即经过若干个元反应才能完成，这类反应称为复合反应。在复合反应中，各步反应的反应速率通常并不相同，其中速率最慢的步骤决定了总反应的反应速率。在复合反应中，速率最慢的步骤称为复合反应的速率控制步骤。质量作用定律 当其他条件一定时，反应物浓度越大，化学反应的速率越快。对于有气体参加的化学反应，增大系统的压力，就意味着增加气体反应物的浓度，反应速率也会随之增大。质量作用定律指出: 在一定温度下，元反应的反应速率与反应物浓度以
36、其化学计量数的绝对值为幂指数的乘积成正比。 表明反应物浓度与反应速率之间定量关系的数学表达式称为速率方程。 对于元反应： 根据质量作用定律，其速率方程为： 1.在在多多相相反反应应中中, 固固态态反反应应物物的的浓浓度度和和不不互互溶溶的的纯纯液液体体反反应应物物的的浓浓度度不不写入速率方程。写入速率方程。C(s) + O2(g) CO2(g) 2 Na(l) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) 速率方程分别为：反应速率速率方程分别为：反应速率 = k c(O2) 反应速率反应速率 = k2.对对气气相相反反应应和和有有气气相相参参与与的的反反应应, 速速率率方方程程中
37、中的的浓浓度度项项可可用用分分压压代代替替。碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为:反应速率反应速率 = k p(O2)（显然（显然k不是不是k）(2)非元反应非元反应由两个或多个基元反应步骤完成的反应：由两个或多个基元反应步骤完成的反应： 实际是两步完成实际是两步完成 如如, H2(g) + I2(g) =2HI(g)I2(g) = I(g) + I(g)通过实验可以找出决速步骤通过实验可以找出决速步骤(Rate determining step) 所以所以 v= k c(A2) 复杂反应的速率方程只能通过实验获得！复杂反应的速率方程只能通过实验
38、获得！ A2+B A2B A2 2A Slow reaction 2A+BA2B Fast reactionH2(g) + I (g) + I(g) = HI(g) + HI(g) 非元反应的速率方程，可根据组成复合反应 的元反应的速率方程导出。例如，复合反应: 分成如下三步进行： （慢反应） （快反应）（快反应） 在上述三步反应中，第一步反应进行得最慢，是总反应的速率控制步骤，该步反应的速率方程即为总反应的速率方程。因此，该复合反应的速率方程为：反应级数 反应速率方程中反应物浓度项的幂指数之和称为反应级数。元反应都具有简单的级数，而复合反应的级数可以是整数或分数。 反应级数反映了反应物浓度对反应速率的影响程度。反应级数越大，反应物浓度对反应速率的影响就越大。 反应级数通常是利用实验测定的。
