本章要点： 1.化学反应热力学初步： 化学热力学的基本概念(p54-60): 化学反应进行的方向(p62-66): 3.3化学反应进行的程度 化学反应进行的程度(P66-74)计算不要求。 化学平衡 2.化学反应速率： 反应速率的基本理论(p74-78部分内容)： 影响反应速率的因素(p78-83部分内容)。 3.合成氨生产条件(p86) 的 作业：1,2,8,17,18,20,21,31,35 化学反应的基本规 3.3.1化学反应的可逆性和化学平衡 化学平衡现象举例2 化学平衡现象举例 C02(g)+H2(g)一C0(g)+H20(g)的实验数据 例 2HI(g-一H(g)+1:(g) 反应物，产物 H1分解及合成实验数据 起始浓度mol-dm3 平衡浓度mol·dm3 CO TH,O 实验起始配料(X10)平衡时分压(×10) 号 co: C02 co o,H,] 编号：H 0 0004 .00t 1 0 04.480.4780.4783531-1840 23 第 2001069-1.140-1.140-8.410-1.840 37.509-113300.777-4.5B4-13.54-1.840 0.0012 007 23 411.9610.6603.1291.83117.67-1.840 化学反应的 00 0 0041 0.004 005 24 对恒温可逆反应，反应产物和刻余反应物的量不会增加和减小 这时反应达到7平衡状态 平衡状态下，产物浓度积除以反应物浓度的积是常数，叫平衡 24 常数K 2.化学平衡特征(p67上)： 3.3.2平衡的特点和平衡常数 a.平衡是一种状态： (1)经脸平衡常数(D67) aA+bB=gG+h妞 b.动态平衡，反应仍在进行，只是V,=V； Cace (C护(CB aA (g)bB (g)-gG (g)h (g) 墨 (2)平衡常数大转化率高
第二章化学反应的基本规律 本章要点： 1. 化学反应热力学初步： 化学热力学的基本概念(p54-60)； 化学反应进行的方向(p62-66)； 化学反应进行的程度(p66-74)计算不要求。 2. 化学反应速率： 反应速率的基本理论(p74-78部分内容)； 影响反应速率的因素(p78-83部分内容)。 3. 合成氨生产条件(p86) 作业：1，2，8，17，18，20，21，31，35 第二章化学反应的基本规律 3.3化学反应进行的程度 ----化学平衡 第二章化学反应的基本规律 3.3.1化学反应的可逆性和化学平衡 反应物，产物 化学平衡现象举例 第二章化学反应的基本规律 CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)的实验数据 4 0 0 0.02 0.02 0.0082 0.0082 0.0118 0.0118 2.4 3 0.01 0.01 0.001 0 0.0041 0.0041 0.0069 0.0059 2.4 2 0.01 0.02 0 0 0.022 0.00122 0.0078 0.0078 2.3 0.006 H2O 0 H2 CO H2O H2 CO 0.01 0 0.004 0.006 CO2 CO2 1 0.01 0.004 2.3 起始浓度 平衡浓度/mol • dm3 /mol•dm3 编 号 [ ][ ] [ ][ ] 2 2 2 CO H CO H O 化学平衡现象举例2 第二章化学反应的基本规律 a.平衡是一种状态； b.动态平衡，反应仍在进行，只是V+=V- ； 2.化学平衡特征(p67上）: 第二章化学反应的基本规律 3.3.2平衡的特点和平衡常数 （1）经验平衡常数(p67) aA + bB == gG + hH [ ] [ ] [ ][ ] K A B G H C C C C a b g h b B a e A e h H g e G e = = ( ) ( ) ( ) ( ) aA(g) + bB (g) == gG (g) + hH (g) b p B a e A e h H g e G e K P P P P = ( ) ( ) ( ) ( ) (2)平衡常数大转化率高
(3)标准平衡常数Ke(p69) 标准平衡常数的特征I 对于可逆反应：aA+Bb一gG+hH 其标准平衡常数K可以表示为： ·引入了相对浓度和相对压力的概念： ·Ke的特点：无量纲： (CG)C) 表征平衡程度；K大转化率高 (C)P(C6)卢 ·书写平衡常数时要注意(p68中)： r a.系数与幂次： b.化学反应式与平衡常数有关系。 C. 反应商Q 标准平衡常数的特征II 对反应 aA +bB ±dD+gG c.固体与纯液体的物质在K表达式中不出现：反 r> 应达平衡态时，各物质浓度（分压）均是平衡时 Q=- (对气体)(Po-100Pa) 的浓度或分压。 r 第 例 C(石量)+C02g)=2C0(g) 2rr 时毫液)(Co101/L)- CDCa C℃。 K。 (P c0/P◆)？ 名总 (P co:IP·) (既有气休又有溶液) (2)化学反应等温式 3.标准平衡常数与吉布斯函数的关系 △Gm(T)=△Gm°(T)+RT1nQ 平衡时：△Gm(T)-0; △，G°=-RT In[]Π pe)"]=-RT Ink △Gm°(T)+RT1nQe=0 标准 RT1nQ°=-△Gm(T)=常数(T一定时) 平衡常数 △，G6 平衡时的Q为常数，就是平衡常数【； 它只和温度及 K(T)=exp(- RT 方程式有关。 1nRo(T)=-△Gm(T)/RT 标准平衡常数的特征II工 一定温度下吉布斯函数为定值，所以标准平 衡常数在给定温度下亦为定值，与参与反应的各 K(T)=exp(- 4,G° 物质分压无关。 RT
第二章化学反应的基本规律 其标准平衡常数KΘ可以表示为： 聘横常数的表达.swf (3)标准平衡常数KΘ(p69) 对于可逆反应： aA+ Bb g G + hH b B a e A e h H g e G e b o e a B o e A h o e g H o G e o C C C C C C C C C C C C K ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) = = b o e a B o e A h o e g H o G e o P P P P P P P P K ( ) ( ) ( ) ( ) = 第二章化学反应的基本规律 • 引入了相对浓度和相对压力的概念； • KΘ的特点：无量纲； 标准平衡常数的特征I •表征平衡程度；Ko大转化率高 •书写平衡常数时要注意(p68中) ： a.系数与幂次； b.化学反应式与平衡常数有关系。 c. 第二章化学反应的基本规律 c.固体与纯液体的物质在Ko 表达式中不出现； 反 应达平衡态时，各物质浓度（分压）均是平衡时 的浓度或分压。 注 意 C (石墨 ) + CO2(g) = 2CO (g) 2 2 ( /) ( /) e o C O e C O P P K P P φ φ = 例 标准平衡常数的特征II 第二章化学反应的基本规律 反应商Q 对反应 （对气体）（Po=100KPa) (对溶液）（Co=1mol/L）= （既有气体又有溶液） ( )( ) ( )( ) D d g G o o A B a b o o P P P P Q P P P P = b o a B o A g o d G o D C C C C C C C C ( ) ( ) ( ) ( ) = aA + bB dD + gG b B a A g G d D C C C C 第二章化学反应的基本规律 （2）化学反应等温式 平衡时：△Gm (T)= 0； △Gmo (T)+RTln Qe =0 RTlnQe =-△Gmo(T)=常数(T一定时） 平衡时的Qe为常数，就是平衡常数Ko；它只和温度及 方程式有关。 lnKo (T) = -△Gmo(T)/RT △Gm(T) =△Gmo(T) +RTln Q 第二章化学反应的基本规律 一定温度下吉布斯函数为定值，所以标准平 衡常数在给定温度下亦为定值，与参与反应的各 物质分压无关。 标准 平衡常数 3. 标准平衡常数与吉布斯函数的关系 标准平衡常数的特征III
3.3.3标准平衡常数与△G的关系及化学反应的方向 反应自发性的判断(D72上) (1)标准平衡常数与化学反应的方向(p70)(讨论) △Gm(T)=-RT 1nKo(T) aA+Bb一gG+hH △Gm(T)=△Gm(T)+RT1nQ(T) 任意时刘有： r =-RT 1nK (T)+RTIn Q (T) (有很多) (CG)￥(CH) =RT(1nQ(T)-1nK(T))=RTIn [Q(T)/K(T)] Ge (C)'(CB) 第 平衡时刘有： 告r △G血（①）0不自发进行，向左；即Q(T)>XT) 可以用3种方式求平衡常数 化学反应的方向(p70)(结论) aA +bB hH+gG 1,热力学计算（掌撞）：只要T不变，则K⊙不变 Q(T)X(T)向左进行 2.动力学计算（理解）：弄清始态、终态、平衡态 r 的 号号 = 3.盖斯定律（掌握） 平衡常数举例1 方程式相加减，K相乘除 450I,在某容器中进行反应 △GT)=-RT InK"T) （1)求0(450k)N2+32亡2NHL3 解：△Go=-RTInko 固为吉布斯函数是状态函数，A,G只决定于反应的终始态，与中 1no(450)=-△G(450)/RT 间过程无关，因而可以像处理代数方程式那样通过反应方程式的加 =-(△e298.15)-T△So(298.15)/RT 减而求得，所以也就可从有关反应求出。 =-(-92-450x(-197)x1)/8.314x103x450 例：反应a C0(g)+0.(g)=00(@K(1000K0=1.384×109 反应b H(g)+01(g)=H0(g)K°(1000K)=1.841×10 ■0.8954 反应c=ab C0(g)+H0g)=C0:gH(8) 【0(450)-2.448 K(T)=exp(- 4,G0 K(1000K0-1.384×109 K5（100K0=K100R1841x100.751 化学反的基， RT
第二章化学反应的基本规律 （1）标准平衡常数Ko与化学反应的方向(p70)(讨论) 3.3.3标准平衡常数Ko与ΔGo的关系及化学反应的方向 aA+ Bb g G + hH b B a A h H g G b o a B o A h o g H o G C C C C C C C C C C C C Q ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) = = Q平衡 C C C C C C C C C C C C K b B a e A e h H g e G e b o e a B o e A h o e g H o G e o = = = ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 任意时刻有： （有很多） 平衡时刻有： （只有一个） 第二章化学反应的基本规律 反应自发性的判断(p72上） △Gmo(T) = - RT lnKo (T) △Gm(T) =△Gmo(T) +RTln Q（T) = - RT lnKo (T) +RTln Q（T) =RT(lnQ(T)-lnKo(T))=RTln[Q(T)/Ko(T)] △Gm(T)0不自发进行,向左;即 Q(T)>Ko(T) 第二章化学反应的基本规律 化学反应的方向(p70)(结论) Q(T)Ko(T)向左进行 第二章化学反应的基本规律 可以用3种方式求平衡常数 aA + bB hH + gG 1.热力学计算（掌握）：只要T不变，则K Θ不变 2.动力学计算（理解）：弄清始态、终态、平衡态 b o e a B o e A h o e g H o G e o C C C C C C C C K ( ) ( ) ( ) ( ) = b o e a B o e A h o e g H o G e o P P P P P P P P K ( ) ( ) ( ) ( ) = 注意 第二章化学反应的基本规律 3.盖斯定律（掌握） 方程式相加减，Ko相乘除 △Gmo(T) = - RT lnKo (T) 第二章化学反应的基本规律 平衡常数举例I 450K，在某容器中进行反应 （1）求Ko (450k) 解：△Go= - RTlnKo lnKo(450k)= - △Go (450k)/RT =- (△Ho (298.15k)– T △So (298.15k))/RT =- (-92 – 450x(-197)x10-3)/8.314x10-3x450 = 0.8954 Ko (450k) =2.448 N2 + 3H2 NH3 2
平衡常数举例1川 3.3.4化学平衡的移动 780L,在某容器中进行反应2N02g)=2N0(g)+02(g), (1)求【0(780) The position of equilibrium is changed 解：△G--RTInKo when there is a change in: 1nKo(780)--△G(780)/RT--(△-T△S0)/RT Pr春r(压力) --(113-780x(145.36)x10)/8.314x103x780 changes in concentration(浓度) =0.05872 The outcome is governed by 0(780k)-1.06 LE CHATELIER'S PRINCIOLE Heri Le Chatelier 1850.1936.Studed 对平衡体系改变条件，平衡将沿着减少这 ning engineer哈 specialized in glass 种改变的方向移动。即里查德里原理。 d ceramic生. 浓度（压力）对平衡的影响举例 温度对平衡的影响举例 1.增加反应勒的浓度钱分压反应正向都 N,O,+heat 2NO2 (colorless) (brown) N20,(g)=2NO2(g Kc= [N02J2 [N204】 2.增加总压将使平衡向计量方程式中气体 分子数较少的一方移动。若两边气体数相 A°aa=+57.2kJ K。=0.00077at273 K。=0.00590at298 等，则总压对平衡就没有影响。 Increasing T changes K so as to shift equilibrium in ENDOTHERMIC direction 温度升高平衡向吸热反应的一方移动， 化学平衡的移动和平衡移动原理讨论I 反应商Q AhBdD+G (1).浓度（压力）对平衡的影响(p72): 时反应 aA +bB 亡dD+gG ·增加反应物浓度： 将使Q值降低为Q'，而K值没有改变（因为温度 (点r(> 没有变化)，所以>Q，Q值逐渐变大，直 0= (对气体)(P-100IPa) 到重新与K湘等0■Q',建立断的平衡 r △Gm(T)0不自发进行，向左；即Q(T)>【e(T) 侣r 6附渗波)(01ao1/.Cg CAC •增加产物浓度（自己讨论）： (既有气体又有溶液)
第二章化学反应的基本规律 平衡常数举例II 780K,在某容器中进行反应2NO2(g)=2NO(g)+O2(g)， （1）求Ko (780k) 解：△Go= - RTlnKo lnKo (780k) = - △Go (780k) /RT= - (△Ho – T △So)/RT = - (113 – 780x(145.36)x10-3)/8.314x10-3x780 = 0.05872 Ko (780k) =1.06 第二章化学反应的基本规律 3.3.4化学平衡的移动 The position of equilibrium is changed when there is a change in: Pressure（压力） changes in concentration（浓度） Temperature（温度） The outcome is governed by LE CHATELIER’S PRINCIOLE 对平衡体系改变条件，平衡将沿着减少这 种改变的方向移动。即里·查德里原理。 Henri Le Chatelier 1850-1936- Studied mining engineeringspecialized in glass and ceramics. 回顾 第二章化学反应的基本规律 浓度（压力）对平衡的影响举例 N2O4(g) 2 NO2(g) 平衡的移动.swf 2.增加总压将使平衡向计量方程式中气体 分子数较少的一方移动。若两边气体数相 等，则总压对平衡就没有影响。 1.增加反应物的浓度或分压反应正向进行。 第二章化学反应的基本规律 温度对平衡的影响举例 Kc = 0.00077 at 273 K Kc = 0.00590 at 298 K N2O4 + heat 2 NO2 (colorless) (brown) K c = [NO 2 ] 2 [N 2O 4 ] ΔHo rxn = + 57.2 kJ Increasing T changes K so as to shift equilibrium in ENDOTHERMIC direction 温度升高平衡向吸热反应的一方移动。 第二章化学反应的基本规律 化学平衡的移动和平衡移动原理讨论I （1）.浓度（压力）对平衡的影响（p72）： • 增加反应物浓度： ( )( ) ( )( ) D d g G o o A B a b o o P P P P Q P P P P = 将使Q值降低为Q′，而Ko值没有改变(因为温度 没有变化)，所以Ko＞Q′，Q′值逐渐变大，直 到重新与Ko相等Ko = Q′，建立新的平衡 △Gm(T)0不自发进行,向左;即 Q(T)>Ko(T) •增加产物浓度(自己讨论)； aA + bB dD + gG 第二章化学反应的基本规律 反应商Q 对反应 （对气体）（Po=100KPa) (对溶液）（Co=1mol/L）= （既有气体又有溶液） ( )( ) ( )( ) D d g G o o A B a b o o P P P P Q P P P P = b o a B o A g o d G o D C C C C C C C C ( ) ( ) ( ) ( ) = aA + bB dD + gG b B a A g G d D C C C C
化学平衡的移动和平衡移动原理讨论I工 2.温度对平衡的影响(73)：依范特蛋夫方程式 △，H（11 3.4化学反应速率 Ko R(T万 若正向反应△阳>0（吸热反应），则增加温度T将 第 使区变大，即温度升高时新的平衡常数K>Q, 平衡正向移动（即吸热方向），使Q值渐变大，直至Q 大到与新的平衡常数K”相等时，建立新的平衡， 思考：若正向反应4<0（放热反应）？ 温度升高平衡向吸热反应的一方移动。 化学反基本 3.4.1化学反应速率的定义及表示方法 关于化学反应动力学 1.平均速率的定义和表示方法(p75): 化学反应动力学所涉及的问题： 化学反应速率指在一定条件下，物质转变的速率 ·化学反应速率； ·一般的化学反应aA+bB gG hH ·简单的化学反应机理。 7-1△.-IBI14G1A0 a△t b At g At h△M 或 1 ·反应速率的单位：mold血-3。s-,正负号 0.16 2.瞬时速率的意义及表示方法： 率99 aA +bB 上dD+gG 0.120 --0.028 mol. -.min v-1 dC(G)_I C(D)=1dc()_1dc(B g dt d dr a dt b dt 0.080 v=⊥dC(mol-dm3.s) uxd山 0.040 对产物取正，对反应物取负 0 表示浓度随时间的变化率。 t/min 在反应2N,O,(g)→4NO2(g)+O2(g)过程中N,O,的浓度-时间图
第二章化学反应的基本规律 θ θ 1 2 ln K K R rHm θ Δ = 化学平衡的移动和平衡移动原理讨论II 2.温度对平衡的影响(p73)：依范特霍夫方程式 若正向反应Δr HΘ＞0(吸热反应)，则增加温度T2将 使KΘ变大，即温度升高时新的平衡常数K′＞Q， 平衡正向移动(即吸热方向)，使Q值渐变大，直至Q’ 大到与新的平衡常数Ko′相等时，建立新的平衡， 思考：若正向反应Δr HΘ<0(放热反应)？ 温度升高平衡向吸热反应的一方移动。 ⎟ ⎟ ⎠ ⎞ ⎜ ⎜ ⎝ ⎛ − 1 2 1 1 T T 第二章化学反应的基本规律 3.4 化学反应速率 第二章化学反应的基本规律 关于化学反应动力学 化学反应动力学所涉及的问题： • 化学反应速率； • 简单的化学反应机理。 第二章化学反应的基本规律 3.4.1化学反应速率的定义及表示方法 化学反应速率指在一定条件下，物质转变的速率 • 一般的化学反应 aA + bB → gG + hH 或 • 反应速率的单位：mol•dm-3 • s－1，正负号 1 [] 1 [] 1 [] 1 [ ] A BGH V at bt gt ht Δ ΔΔΔ =− =− = = Δ ΔΔΔ A B G H v h v g v b v a 1 1 1 1 − = − = = t c V Δ Δ = 1.平均速率的定义和表示方法(p75)： 第二章化学反应的基本规律 第二章化学反应的基本规律 2.瞬时速率的意义及表示方法： 表示浓度随时间的变化率。 aA + bB dD + gG dt dC B dt b dC A dt a dC D dt d dC G g V 1 ( ) 1 ( ) 1 ( ) 1 ( ) = = = − = − ( ) 1 −3 −1 = mol ⋅ dm ⋅ S dt dC V X υ X υ X 对产物取正，对反应物取负
化学反应的速率的表示 H,SO,+2NaOH Na,SO+2H,O 1 dC No,so= dC 2d d 2 dt N2(g)+3H2(g)=2NH,(g) 2d3d山d 9 意 11s 反应的基本规律 (1)反应速率的表示应写清角标： (2)运用公式注意正、负号。 3.4.2反应速率理论简介 过渡状态理论 (1)有效碰撞理论(p76): 具有一定的能量， 合适的角度(p7) 后 0000- 第二章 Reactants 0 化学反应的基本规律 Products Reaction coordinate a)适当的碰撞方位 6不适当的碰撞方位 Activated Complex or Activation Energy- Transition State Minimum energy to make the reaction happen d Reactants Reactants 应的基 Products Reaction coordinate 化学反应的基本规律 Products Reaction coordinate
第二章化学反应的基本规律 第二章化学反应的基本规律 2 24 24 1 1 2 2 H O Na SO H SO NaOH dC dC dC dC v dt dt dt dt === − = − ( ) 3 ( ) 2 ( ) N2 g + H2 g = NH3 g H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O 3 2 2 1 1 2 3 NH H N dP dP dP v dt dt dt = = − = − 化学反应的速率的表示 （1）反应速率的表示应写清角标； （2）运用公式注意正、负号。 注意： 第二章化学反应的基本规律 （1）有效碰撞理论(p76)： 碰撞原理.swf 具有一定的能量， 合适的角度(p77) 3.4.2 反应速率理论简介 第二章化学反应的基本规律 Energy Reaction coordinate Reactants Products 过渡状态理论 第二章化学反应的基本规律 Energy Reaction coordinate Reactants Products Activation Energy - Minimum energy to make the reaction happen 第二章化学反应的基本规律 Energy Reaction coordinate Reactants Products Activated Complex or Transition State
过渡状态理论(p77-78)讨论：p90-31 ·反应物分子必须具有一定的能量才可能经过碰 撞形成产物分子；这一定的能量称为活化能命 ·这些具有活化能的分子称活化分子： 从反应物到产物，必须克服活化能的能垒： Reactants Overall energy ·△U=Eat-Ea 反应的基 change Reaction coordinate 3.4.3影响反应速率的因素 活化能的意义：使分子具有足够的能量， (1)反应速率方程与质量作用定律(p80): 能够断开旧键，形成新键。 ·不同的反应体系，活化能的大小不同。 y-ke”cgm 对反应速率的影响分两个部分： ·速率常数k与液度无关，取决于反应物的本 性，温度及催化荆等， 一章 。·反应物浓度。 反应级数：mtn 化学反应的基本 1.反应速率与反应物浓度的关系 对基元反应： aA +bB dD +gG 图基元反应(p79下)： 反应速率方程式： 简单的一步完成的反应，反应机理与反应方 V=kCA"CB5 (1)a+b叫反应级数 程式完全一致的. S0,Ci2→S0,+Cl2 (2)叫质量作用定律 例 反应速率方程式 2NO,→2NO+0, A·产物P(单分子反应) = _dC=KC d山 第 NO,+CO→NO+CO, 2A+产物P(双分子反应) 1dCA-KC 1= 2d由 A十B+产物P(双分子反应) =- dCA=kCC dt
第二章化学反应的基本规律 Energy Reaction coordinate Reactants Products Overall energy change 第二章化学反应的基本规律 过渡状态理论(p77-78)讨论：p90-31 • 从反应物到产物，必须克服活化能的能垒； •反应物分子必须具有一定的能量才可能经过碰 撞形成产物分子；这一定的能量称为活化能， •这些具有活化能的分子称活化分子； •△U=Ea+-Ea- 第二章化学反应的基本规律 活化能的意义：使分子具有足够的能量， 能够断开旧键，形成新键。 • 不同的反应体系，活化能的大小不同。 第二章化学反应的基本规律 3.4.3 影响反应速率的因素 （1）反应速率方程与质量作用定律(p80）： 对反应速率的影响分两个部分： • 速率常数k与浓度无关，取决于反应物的本 性，温度及催化剂等， • 反应物浓度 。 • 反应级数：m+n m B n A v = kc c 第二章化学反应的基本规律 8 基元反应（p79下）： 简单的一步完成的反应，反应机理与反应方 程式完全一致的. 22 2 2 2 2 2 2 SO Cl SO +Cl 2NO 2NO+O NO +CO NO+CO → → → 1.反应速率与反应物浓度的关系 第二章化学反应的基本规律 A → 产物P (单分子反应) 2A → 产物P (双分子反应) A ＋ B → 产物P (双分子反应) 例 反应速率方程式 A A kC dt dC v = − = A B A kC C dt dC v = − = 对基元反应： aA +bB dD + gG V=kCA a CB 反应速率方程式： b （1）a+b叫反应级数 （2）叫质量作用定律 2 2 1 A A kC dt dC v = − =
⑧复合反应（总包反应p80):由两个或多 对复合反应(p80) aA +bB dD +gG 个基元反应组成的反应。对于复杂反应。反 应式只表示反应体系的初始和终态。 反应速率方程式： v=kc "ca" 条」 SO:Cl:>80:+Cl: (1)反应速率与反应物浓度的关系n,m由实验得出 NO1+C0→N0+COa 2N0 2N0+02 例：2N0+P2-2N0,F 由两个或两个以上的装无反应构成的化学 反虚躲为非基元反虚成轰亲反应。 反应速率方程式：V=kC(N02)C)?,三级反 H0:+2f+2-Bn+2H:0 应？？ 1)r'+H:O1→H0i 快反应) 根据测定：T=kCN0,)C,),是二级反应 2)H0i→H+H0n (快爱应) 3)H0+Br→H0+HOBr(快及 )HORr+H+Br—→HO+B:慢反 (3)反应速率由最慢一步决定 反应速串方程式与反应级数 2N02+P2-2N0,F 的关系举例 N0,+R,-N0,F+R(元反应)（慢）V1-t1Coo)Cc NO+P=N0,F(元反应)（快） ■应方程式 V2-k2 Com2)C) 50,C1→s03+C1, 节=k1CSD,,) V-k Co02)Co2) N01+C0→N0+C0 v-kC(NO:+c(CO) 1 CH,CIH0→CH,+C0 v-c(CHCHo) 32 2Na+2H:0一→2Na0H+H:￥=k4 0 例：2N0+2H2=N2+H20 2+2一→2 v=ksc(H:)-cdz) 2N0+2=N2+H,O2(慢) 202+H2=2H20 (快) 化学反的基本 反应级数可以是零、整数、分数，共至负数。 反应极教的大小表示出反应物浓度对反应速率的影 V=k CNo)2C 2) 响程度。 Ea →lnk=- +B (3).温度对反应速率的影响(80-81) R 由阿累尼乌斯经脸公式： "EaL-TyT:>T →1e元-2303RTW: k=Ae RT *讨论II: →lnk=- Ea +B ·对不同的反应体系，升温对活化能大的反 RT 应的影响大： *讨论I: 一个反应在低温时升高温度引起速率变化 ·活化能小反应速率大 比在高温时效果好 并非所有的体系都符合阿累尼乌斯关系！ 温度增加，反应速率总是增加： ·以1ogk1/T作图，可以由所得直线的斜率求得活化能 Ea
第二章化学反应的基本规律 8 复合反应(总包反应p80)：由两个或多 个基元反应组成的反应。对于复杂反应。反 应式只表示反应体系的初始和终态。 第二章化学反应的基本规律 对复合反应(p80) aA +bB dD + gG m B n A v = kc c 反应速率方程式： (1)反应速率与反应物浓度的关系n,m由实验得出 例：2NO2+F2=2NO2F 反应速率方程式：V=kC2(NO2)C(F2)???，三级反 应？？ 根据测定：V= k C(NO2) C(F2)，是二级反应 第二章化学反应的基本规律 例：2NO + 2H2 = N2 + H2O 2NO + H2 = N2 + H2O2 (慢) H2O2 + H2 = 2H2O (快) V=k C(NO)2C(H2) （3）反应速率由最慢一步决定 2NO2+F2=2NO2F NO2+F2=NO2F+F（元反应）（慢) V1=k1 C(NO2) C(F2) NO2+F=NO2F（元反应） (快) V2=k2 C(NO2) C(F) V= k C(NO2) C(F2) 第二章化学反应的基本规律 反应速率方程式与反应级数 的关系举例 第二章化学反应的基本规律 (3).温度对反应速率的影响（80-81） ln B RT Ea k k Ae RT Ea ⇒ = − + = − 由阿累尼乌斯经验公式： m B n A v = kc c •活化能小反应速率大 •温度增加，反应速率总是增加； •以logk~1/T作图，可以由所得直线的斜率求得活化能 Ea。 *讨论I： 第二章化学反应的基本规律 *讨论II： • 对不同的反应体系，升温对活化能大的反 应的影响大； • 一个反应在低温时升高温度引起速率变化 比在高温时效果好 • 并非所有的体系都符合阿累尼乌斯关系！
温度对反应速率影响的类型 通常有五种类型： 总结 影响反应速率的因素 反应速率大的因素： (1 (2) (3) (5 反应物浓度大 (1)阿伦尼乌斯 速率常数上大： (2)爆炸 (3)多相催化反应和酶催化反应 1.Ba小 In A=- T (4)发生了刮反应 2.T大 应的 (5)温度升高，速率反而下降。这种类型很 少，如一氧化复氧化成二氧化氮。 化学反的基本 加快反应速度的方法 (4)催化剂对反应速率的影响(p82-83) 参与反应、但反应前后物质的量及化学组成不变； ·可周时加快正反应与逆反应反应速率： 根据过渡状态理论： ·不改变平衡常数，反应热，不改变反应的自发性 ◆反应物浓度大，速度快 催化原因：改变反应历程，隆低活化能； ◆*温度高，能量大，反应快 新 高效：2802+02■2S0,速率提高一亿六千万倍 事事*Ba减小，降低翻越难度，反应快 高选择性@ 催化剂改变反应历程 第 第二章 化学反应的基 化学反应的基本规 Enzyme
第二章化学反应的基本规律 温度对反应速率影响的类型 r T r T r T r T r T (1) (2) (3) (4) (5) 通常有五种类型： （1）阿伦尼乌斯 （2）爆炸 （3）多相催化反应和酶催化反应 （4）发生了副反应 （5） 温度升高，速率反而下降。这种类型很 少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。 第二章化学反应的基本规律 影响反应速率的因素 反应速率大的因素： • 反应物浓度大 • 速率常数k大： m B n A v = kc c 1. Ea小 2. T大 总结1 第二章化学反应的基本规律 ：加快反应速度的方法 根据过渡状态理论： *反应物浓度大，速度快 **温度高，能量大，反应快 ***Ea减小，降低翻越难度，反应快 总结2 第二章化学反应的基本规律 （4）催化剂对反应速率的影响（p82-83) • 参与反应、但反应前后物质的量及化学组成不变； • 可同时加快正反应与逆反应反应速率； • 不改变平衡常数，反应热，不改变反应的自发性 • 催化原因：改变反应历程，降低活化能； • 高效：2SO2 + O2 == 2SO3 速率提高一亿六千万倍 • 高选择性 第二章化学反应的基本规律 催化剂改变反应历程 第二章化学反应的基本规律
催化剂的高选择性（1) 催化剂的高选择性(2) Al2O3,Ni Cu p CO+H2 CH4 2o0-25o吃CH,CHh A2O3 Zno-Cuo 350-360℃ C2H4*H2O CHgOH C2H5OH 04,C2H,0C2H与H20 140℃ 化学反应的 Cn H2n+2 化学反应的基本规律 ZnO.Cr2O3 400-450℃ CH2=CH-CH=CH2*H20*H2 多相反应的速率 催化剂应用 m 1.受浓度和压力的影响 2.接触面，扩散，吸附等因素 O,C0,N0化特亿 化学反应的基本规律 3. 速率常数k aA +bB ±dD+gG 例 =ke”cB” 600K时，反应2NO+O2→2NO2的实验数据如下： ·速率常数k与浓度无关，取决于反应物的本 初始浓度/moL-l 初始速度 性，温度及催化剂等， CNO Co2 NO浓度降低速率 2.5×10-3 ·速率常数的单位和反应级数有关（见p81中） 0.010 0.010 0.010 0.020 5.0×10-3 第·K=? 0.030 0.020 45×10-3 写出上述反应的速率方程式及反应级数： 化学反应的基 计算速率常数： ·当Cxo=0.015mol/L,Co2=0.025mol/L时，反应速 率是多少？
第二章化学反应的基本规律 催化剂的高选择性（1） CO+H2 Al2O3,Ni ZnOCuO Fe CH4 CH3OH C H2 n n+2 第二章化学反应的基本规律 催化剂的高选择性（2） C2H5OH Cu 200 250 - C o Al2O3 350- 360 o C H2SO4 140 C o C o ZnO,Cr2O3 400 - 450 CH3CH +H2 O C2H4 +H2O C2H5 - O-C2H5 +H2O CH2=CHCH=CH2 +H2O+H2 第二章化学反应的基本规律 催化剂应用 第二章化学反应的基本规律 多相反应的速率 1.受浓度和压力的影响 2.接触面，扩散，吸附等因素 第二章化学反应的基本规律 3. 速率常数k • 速率常数k与浓度无关，取决于反应物的本 性，温度及催化剂等， • 速率常数的单位和反应级数有关(见p81中） • K=? aA +bB dD + gG m B n A v = kc c 第二章化学反应的基本规律 例 • 600K时，反应2NO＋O2→2NO2的实验数据如下： 2.5×10－3 5.0×10－3 45×10－3 0.010 0.020 0.020 0.010 0.010 0.030 cO2 cNO 初始速度 NO浓度降低速率 初始浓度/mol·L－1 •写出上述反应的速率方程式及反应级数； •计算速率常数； •当CNO＝0.015mol/L，CO2＝0.025mol/L时，反应速 率是多少？
