第三章 化学反应速率和化学平衡
化学反应速率和化学平衡
化学反应速率和化学平衡化学反应速率是指化学反应在单位时间内发生的变化量。
它是反应过程中物质转化的快慢程度的量化描述。
化学平衡是指当化学反应达到稳定状态时，反应物和生成物浓度之间的比例关系保持不变的状态。
反应速率和化学平衡是化学反应中两个重要的概念，它们对于我们理解和控制化学反应过程具有重要的意义。
一、化学反应速率化学反应速率的定义是单位时间内反应物消耗量或产物生成量与时间的比值。
它可以用下面的公式来表示：速率= ΔC/Δt其中，ΔC表示反应物浓度或产物浓度的变化量，Δt表示变化所用的时间。
化学反应速率受到多种因素的影响，其中最主要的有反应物浓度、温度、催化剂和反应物粒子间的碰撞频率等。
当反应物浓度增加时，反应发生的可能性就会增加，因此反应速率也会增大。
温度对于反应速率的影响很大，一般来说，温度升高时，反应速率会迅速增加。
这是因为温度升高会增加反应物的动能，提高粒子的碰撞频率，从而促进反应的进行。
催化剂是一种物质，它可以降低反应的活化能，使反应发生更容易。
催化剂通过提供一个新的反应路径，使反应能够以更低的能量发生。
因此，加入适量的催化剂可以大大加快反应速率。
此外，反应物粒子间的碰撞频率也会影响反应速率。
当反应物的浓度较低时，粒子之间的碰撞次数较少，因此反应速率较低。
二、化学平衡当一个化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之间的比例关系将保持不变。
在平衡状态下，反应物的转化速率等于生成物的转化速率。
化学平衡可以用下面的反应判断式来表示：aA + bB ⇌ cC + dD其中，A和B是反应物，C和D是生成物，a、b、c、d分别表示各物质的系数。
化学平衡是一个动态平衡，即反应物和生成物之间的转化一直在进行，但是总的浓度不再改变。
平衡常数K用来描述平衡系统中各组分浓度之间的关系。
当反应达到平衡时，平衡常数K的值将保持不变。
化学平衡可以通过改变反应条件来调节。
通过改变温度、压力或改变反应物浓度可以使平衡位置发生移动，从而改变反应的结果。
化学反应速率与化学平衡
化学反应速率与化学平衡化学反应速率和化学平衡是化学反应中重要的概念。
化学反应速率指的是反应物转化为产物的速度，而化学平衡则是指反应物和产物浓度之间的平衡状态。
这两个概念在化学研究和工业应用中都有着重要的意义。
一、化学反应速率化学反应速率是指单位时间内反应物转化为产物的速度。
反应速率可以通过测量反应物浓度的变化来确定。
一般来说，反应速率与反应物浓度成正比，即反应物浓度越高，反应速率越快。
但是，反应速率还受到其他因素的影响，如温度、催化剂和反应物的物理状态等。
温度是影响化学反应速率的重要因素之一。
根据化学动力学理论，温度升高会导致反应物分子的平均动能增加，使得反应物分子更容易发生碰撞，从而提高反应速率。
催化剂也可以加速化学反应速率，它们通过提供新的反应路径或降低反应活化能来促进反应的进行。
此外，反应物的物理状态也会影响反应速率，例如，气体相反应速率通常比液体相反应速率快，因为气体分子更容易碰撞。
二、化学平衡化学平衡是指反应物和产物浓度之间的平衡状态。
在化学反应中，反应物会转化为产物，但是反应并不会一直进行下去，而是会在一定条件下达到平衡。
在平衡状态下，反应物和产物的浓度保持不变，而且正反应和逆反应的速率相等。
化学平衡的达成是通过正反应和逆反应同时进行实现的。
正反应是指反应物转化为产物的过程，而逆反应则是指产物转化为反应物的过程。
当正反应速率和逆反应速率相等时，化学反应达到平衡。
平衡常数是描述化学平衡状态的一个重要参数，它是反应物和产物浓度之间的比值。
平衡常数的大小决定了反应的方向，当平衡常数大于1时，正反应占优势；当平衡常数小于1时，逆反应占优势。
化学平衡对于理解和控制化学反应有着重要的意义。
在工业生产中，通过控制反应条件，可以使反应在有利的方向上进行，从而提高产物的产率和纯度。
此外，理解化学平衡还有助于解释一些化学现象，如酸碱中和反应、溶解度和配位化学等。
总结：化学反应速率和化学平衡是化学反应中的重要概念。
无机化学第三章化学反应速率和化学平衡ppt课件
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反应进度 0＝∑νBB B
对于化学计量方程式
dξ = dnB /νB
nB——B的物质的量 ξ的单位为mol νB——为B的化学计量数
改写为 dnB = νB dξ
开始时ξ0=0, 、 nB =０ 反应进度为ξ时： nB =νBξ
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反应进度
nB =νBξ
基元反应：反应物一步就直接转变为产物
如：
2NO2→ 2NO + O2
NO2 + CO →NO + CO2
非基元反应：反应物经过若干步(若干个
基元反应步骤)才转变为产物。
如 又如
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O ① 2NO + H2→N2+ H2O2 ② H2O2 + H2 → 2H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
0.3mol L1 s1
v NH3
cNH3
t
0.4 0.0mol L1 2 0s
0.2mol L1 s1
v N2 : v H2 : v NH3 1: 3 : 2
●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率
vNH3
dcB，则得：
v 1 dcB B dt
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对于上述 N2 3H2 2NH3 化学计量方程式 ：
v 1 d 1 dcB V dt B dt
1 dcN2 1 dcH2 1 dcNH3
1 dt
3 dt 2 dt
aA + bB
反应 2W+X Y+Z 哪种速率表达式是正确的？
化学反应速率和化学平衡
第三章化学反应速率和化学平衡研究化学反应不仅要注意其产物的种类，还必须注意另外两个重要问题：一是反应进行的快慢，即化学反应的速度问题；二是反应进行的程度问题，即化学平衡的问题。
研究并掌握化学反应速率和化学平衡的规律，可以帮助人们在化工生产中，选择最适宜的反应条件，在最短的时间内，提高原料的利用率。
第一节化学反应速率一、化学反应速率的表示方法化学反应进行的速率差别很大，如火药爆炸、核反应、酸碱中和等瞬间即可反应完成；而钢铁的生锈、橡胶的老化要经过较长的时间才能察觉；自然界中岩石的风化、煤或石油的形成，则需要长达几十万年甚至亿万年。
在化学反应中，随反应的进行，反应物的浓度不断减小，生成物浓度不断增大。
通常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化学反应速率。
浓度单位为mol/ L，时间单位用h（小时）、min（分）、s（秒）表示。
反应速率的单位为mol/L·s、mol/L·min、mol/L·h。
应当指出，该反应速率实际上是一定时间间隔内平均反应速率，而不是瞬间速率。
例如，某反应物的初始浓度是2mol/L，2秒后其浓度变为0.6mol/L，则2秒内该反应物的平均反应速率为0.7mol/L·s。
注意，同一化学反应，用不同的反应物或生成物的浓度变化来表示其反应速率时，其结果不同。
二、影响化学反应速率的因素化学反应速率的快慢，首先取决于反应物的性质。
氢与氟在低温、暗处发生爆炸反应；氢与氯则需要光照或加热才能化合。
其次，浓度、压力、温度、催化剂等外界条件对反应速率也有不可忽略的影响。
1. 浓度对反应速率的影响（1）基元反应与非基元反应反应方程式只能表示反应物与生成物之间的数量关系，不能表示反应进行的实际过程。
一步就能完成的反应称为基元反应。
例如：2NO 2 → 2NO+ O 2经过两步或两步以上才能完成的反应称为非基元反应。
例如：H 2(g) + I 2(g) →2HI(g)反应分两步进行，每一步均为基元反应：第一步 I 2(g) →2I(g)第二步 H 2 + 2I(g) →2HI(g)（2）基元反应速率方程—质量作用定律一定温度下，基元反应的反应速率与各反应物浓度的幂次方乘积成正比，其中各反应物浓度的幂指数为基元反应方程式中各反应物的分子数，这种定量关系称为质量作用定律。
无机及分析化学课件-第3章 化学反应速率与化学平衡
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化学动力学研究的重要任务之一就是 研究反应机理，确定反应历程，深入 地揭示反应速率的本质，这在理论上 和实践中都有重要意义。
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例如反应
2N2O5==== 4NO2 + O2
是由三个步骤组成的复杂反应：
(1)
N2O5 慢N2O3 + O2
ν = kc(A)c2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
20
4. 反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应物 浓度某次方的乘积成正比。
v = kcα(A)cβ(B)
速率方程式中，某反应物浓度 的方次( α或β )称为该反应物的级数， 全部反应物级数的加和 (α + β + ) 称为该反应的级数 。
(2)
N2O3 快NO2 + NO
(3)
N2O5 + NO 快3 NO2
这三个基元反应的组成表示了总反应经
历的途径。反应速率最慢的那一步基元
反应称为定速步骤。
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3. 速率方程和速率常数
(1) 质量作用定律 law of mass action
一定温度时，基元反应的反应速率 与各反应物浓度系数次方的乘积成正比. 即基元反应
ln k Ea 1 ln A RT
或
k AeEa/RT
A: 指前因子 Ea: 活化能 32
假设：某反应由T1变为T2，则k1变为k2
ln k1
Ea R
1 T1
ln A
(1)
ln k2
Ea R
1 T2
ln A
(2)
第3章 化学反应速度和化学平衡答案
2y 2
同理，
y=1
v3 0.240mol L-1 s1 k (0.20mol L-1 ) x (0.20mol L-1 ) y v2 0.060mol L-1 s1 k (0.10mol L-1 ) x (0.20mol L-1 ) y
x=2 三级反应
2
解：设 40℃时速率是 37℃时速率的 x 倍 lnx
50 103 J mol1 313K 310K ( ) 0.186 8.314J K 1 mol1 313K 310K
从 37℃到 40℃，该反应的速率增大 20%
x = 1.20
3-11. 判断题(对的记“√”，错的记“×”)： (1)质量作用定律只适用于基元反应，故对简单反应不适用。 (2) 零级反应的速率为零。 (3) 活化能随温度的升高而减小 (4)反应级数愈高，则反应速率受反应物浓度的影响愈大。 (5)速率常数取决于反应物的本性，也与温度和催化剂有关。 (6) 降低温度可降低反应的活化能。 解：(1)错 (2)错 (3)错 (4)对 (5)对 (6)错 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
(3) Ac-(aq) + H2O(l)
θ 2+
解：(1) K [Ba ]r [SO4 ]r
pr (CO) pr (CO2 )
[HAc]r [OH - ]r (3) K [Ac- ]r
θ
pr (H 2 ) [Mg 2+ ]r (4) K [H + ]r2
θ
3-13. 已知下列反应：
C(s) + H2O(g)
3-15. 已知某反应△ rHmӨ(298K)= 20kJ·mol-1， 在 300K 的标准平衡常数 KӨ 为 103， 求反 应的标准熵变量△ rSmӨ(298K) 。 解：△ rGmӨ(300K) = -RTlnKӨ = -8.314× 10-3 kJ·mol-1× 300K× ln103 = -17.23 kJ·mol-1 △ rGmӨ) (300K) ≈△ rHmӨ - T△ rSmӨ -17.23 kJ·mol-1 = 20kJ·mol-1 - 298K× △ rSmӨ △ rSmӨ = 0.125 kJ·K-1·mol-1 = 125 J·K-1·mol-1 3-16. HI 的分解反应为 2HI(g) H2(g) + I2(g) 开始时 HI(g)的浓度为 1.00mol·L-1，
第三章化学反应速率和化学平衡问题详解
第三章 化学反应速率和化学平衡习题3-1 什么是反应的速率常数？它的大小与浓度、温度、催化剂等因素有什么关系？ 答：反应的速率大都可以表示为与反应物浓度方次的乘积成正比：υ=k ·c (A)·c (B)，式中比例常数k 就是速率常数。
速率常数在数值上等于反应物浓度均为1 mol ·L -1时的反应速率。
k 的大小与反应物浓度无关，改变温度或使用催化剂会使速率常数k 的数值发生变化。
习题 3-2 什么是活化能？答：Arrhenius 总结了大量实验事实，提出一个经验公式：速率常数k 的对数与1/T 有线形关系：C TRE k a +⋅-=1ln 式中E a 就是活化能，它表示活化分子具有的最低能量与反应分子平均能量之差。
习题3-3 什么是催化剂？其特点有哪些？答：某些物质可以改变化学反应的速率，它们就是催化剂。
催化剂参与反应，改变反应历程，降低反应活化能。
催化剂不改变反应体系的热力学状态，使用催化剂同样影响正、逆反应的速率。
不影响化学平衡，只能缩短达到平衡的时间。
习题3-4 NOCl 分解反应为2NOCl →2NO+Cl 2实验测得NOCl 的浓度与时间的关系如下：t/s0 10 20 30 40 50 c （NOCl ）/mol ·L -12.001.420.990.710.560.48求各时间段内反应的平均速率；用作图法求t =25s 时的瞬时速率。
解：t=0-10s 时，1042.100.2-=∆∆=t c υ= 0.058mol ·L -1·s -1t=10-20s 时，102099.042.1--=∆∆=t c υ= 0.043mol ·L -1·s -1 t=20-30s 时，203071.099.0--=∆∆=t c υ= 0.028mol ·L -1·s -1 t=30-40s 时，304056.071.0--=∆∆=t c υ= 0.015mol ·L -1·s -1 t=40-50s 时，405048.056.0--=∆∆=t c υ= 0.008mol ·L -1·s -1 作图法略。
第三章 化学反应速率和化学平衡
第三章 化学反应速率和化学平衡活化能：①活化能大的反应，反应速率慢。
②升高温度，活化能大的反应速率增加的倍数，比活化能小的反应多。
温度升高10度，化学反应速率增加一倍，则反应的活化能为51kJ/mol 温度升高100度，化学反应速率常数增加十倍，则反应的活化能为23kJ/mol影响反应速率的因素：（1）浓度：反应速率方程表达式、反应级数、速率常数单位？解：如aA+bB=cC+dD ，对于基元反应，V=kC a （A ）·C b （B ）速率常数单位：V 的单位是mol/L ·S 代进去可求K 的单位 A 的反应级数是a ，B 的反应级数是b ，反应总级数是a+b 。
⚠️求反应速率方程时，不用求出k 值，只要求出a 、b 的值，并标明物质A 、B 即可。
知反应速率常数求反应级数？（看常数K 上L 的指数，+1就是级数）解：对于非基元反应，常数k 单位：（mol ·L -1）1-（x+y)•S -1零级反应mol ·L -1·S -1 （ 前0） 一级反应S -1 （前1）二级反应mol -1·L ·S -1 （ 前2） 三级反应mol -2·L 2·S -1 （前3）（2）温度：由题意温度升高，K Θp 增大，反应是吸热反应还是放热反应？解：温度升高，K Θp 增大，根据吕·查德里(Le ·Chatelier)原理，可以判知该反应为吸热反应。
由阿仑尼乌斯公式可以看出？（由公式看出，唯一能加快反应速率的是温度） 解：公式写作 k=Ae -Ea/RT （指数式）。
k 为速率常数，R 为摩尔气体常量，T 为热力学温度，Ea 为表观活化能，由实验数据求得，又叫实验活化能，A 为指前因子（也称频率因子）升高温度，速率常数k 增大；加入催化剂，速率常数k 增大；其余，k 均不变； 平衡常数：温度不变，平衡常数不变。
化学化学反应速率和化学平衡
化学化学反应速率和化学平衡化学反应速率和化学平衡化学反应速率是指化学反应中反应物消失和生成物出现的速率。
在化学反应中，反应速率与反应物浓度、温度、物质表面积和催化剂等因素密切相关。
化学平衡是指在封闭系统中，反应物转化为生成物的速率和生成物转化为反应物的速率相等的状态。
在化学平衡条件下，反应物和生成物的浓度保持不变。
一、化学反应速率化学反应速率描述了反应物消失和生成物出现的快慢程度，并可以通过实验观察和计算得到。
反应速率与反应物浓度的变化率有关，通常可以使用以下公式表示：速率= ΔC / Δt其中，ΔC表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
1. 温度的影响温度是影响化学反应速率最常见和最重要的因素之一。
温度升高会增加反应分子的平均动能，使分子之间的碰撞频率和能量增加，从而促进反应速率的增加。
2. 反应物浓度的影响反应物浓度的增加会增加反应物分子碰撞的频率，从而增加反应速率。
根据速率与浓度的关系可以推导出速率定律方程：速率 = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，m和n分别为反应物A和B的反应级数，[A]和[B]表示反应物A和B的浓度。
3. 物质表面积的影响对于固体和液体反应物，物质表面积的增加可以提高反应速率。
因为表面积的增加会增大反应物与其他反应物的接触面积，从而增加反应发生的可能性。
4. 催化剂的作用催化剂可以降低化学反应的活化能，从而加速反应速率，但自身在反应过程中不发生永久改变。
催化剂通过提供新的反应路径，降低了原始反应路径中的反应物粒子的能量要求，使反应速率得到增加。
二、化学平衡化学平衡是一种动态平衡状态，即反应物转化为生成物的速率和生成物转化为反应物的速率相等。
在化学平衡条件下，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍然在进行。
1. 平衡常数对于一个化学反应，可以定义平衡常数K，它的值等于在平衡条件下各物质浓度的乘积积累除以反应物浓度的乘积积累。
平衡常数表征了在平衡状态下反应物和生成物的浓度关系。
第3章 化学反应速率和化学平衡
例如：硫酸钡的沉淀反应，基本上是向 一个方向进行，其逆反应觉察不到：
Ba2++SO42- →BaSO4↓ 再如：氯酸钾的分解反应，在分解过程中 逆反应的条件还不具备，反应物就已耗尽：
2KClO3 ===M=△n=O=2== 2KCl+3O2 象这些反应实际上只能向一个方向进行 到底的反应称为不可逆反应。
化学反应速率和化学平衡是两类不同性质的问 题。前者属于化学动力学范畴，后者属于化学热力 学范畴，因此研究他们的方法有所不同。
2
第一节 化学平衡 (p44)
概述：化学平衡普遍存在于各类化 学反应中，它涉及到在给定条件下，一 种化学反应所能达到的最大限度。本节 主要讨论化学平衡的一般规律。
3
一、可逆反应与化学平衡
K = 0.197
最大转化率：反应达平衡后，反应物转 化为产物的百分数，也叫平衡转化率或理论 转化率。
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三、平衡浓度和转化率的计算 转化率概念： 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。即：
转化率
已转化了的某反应物的量 转化前该反应物的总量
100%
在恒容条件下可表示为：
转化率
某反应物的起始浓度 平衡浓度 某反应物的起始浓度
生成物产生 ([C]、[D]会增加)，因此正反应 速率会逐渐降低，逆反应速率会逐渐增加。 直至某一時間t，正反应速率＝逆反应速率， 反应达「化学平衡」。如图示：
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反应速度→
V正 V正=V逆 （平衡）
V逆
0
达到平衡时间
时间→
化学平衡建立示意图 8
以 2NO2(g)→ N2O4(g) 进行实验所得数据說明之：
4 0.1600 5 0.0000
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二、温度的影响
升高温度，v ， k 1. 阿累尼乌斯公式 (Arrhenius)
k = Ae RT
− Ea
e. CHCl3 (g)+Cl2 (g)= CCl4 (g) +HCl(g)
v =k[CHCl3][Cl2]1/2 3/2级反应
(2) 级数越大，对速率v 的影响越大 (3) k的单位因反应级数的不同而不同
A: 指前因子 Ea: 活化能 (kJ · mol-1) 二者不受温度影响 R: 摩尔气体常数 8.314 J·mol-1· K-1
ln k = ln A − lg k = lg A −
Ea RT Ea 2.303RT
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以 lnk～1/T作图，得一直线：
lnk
2. 温度与反应速率的关系
T1： v1 =k1[A]x[B]y T2： v2 =k2[A]x[B]y
(3) 催化剂参与反应，改变反应机理， 降低活化能，加快反应速度。 反应机理示意图
未用催化剂 使用催化剂
∆
2KCl+3O2
(1) 定义：能改变化学反应速率，2) 催化剂 正催化剂：加快反应速率 负催化剂：减慢反应速率
22
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24
催化反应与非催化反应活化能的比较
一般化学反应Ea = 60----250 kJ · mol-1 如果 Ea <40 kJ · mol-1，反应速率很快 Ea >400 kJ · mol-1，反应速率很慢
E＃
AB + C 为例 A···B···C
活化络合物
EI A+BC ∆H EII
能量 Ea1
Ea2
AB+C
2. 加快反应速率的方法
RT ln k 2 = ln A − Ea2 RT
(4) 注意：
E − Ea2 k ln 2 = a1 k1 RT
104.6 175.5 62.7 136.0
79.5 150.9 187.3 54.0
例：503K，HI = 1/2H2+1/2I2 Ea1=184.1 kJ · mol-1 Au HI 1/2H2+1/2I2 Ea2=104.6 kJ · mol-1
7 8 9
a. C2H5Cl=C2H4+HCl b. NO2+CO=NO+CO2 c. 2NO+2H2=N2+2H2O d. 2Na+2H2O=2NaOH+H2
v =k[C2H5Cl] v =k[NO2][CO] v =k[NO]2[H v =k
2]
一级 二级 三级 零级
k的单位 S-1 mol-1·dm3 ·S-1 mol-2·dm6 ·S-1 mol·dm-3 ·S-1
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ln
E − Ea 2 (184.1 − 104.6) ×103 v2 k = ln 2 = a1 = v1 k1 RT 8.314 × 503
v2 = 1.8 × 108 v1
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快反应 慢反应
反应分子数:1 反应分子数:3
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由决速步骤写出总反应速率方程式： v =k3 [H2][I]2 反应(a)为快反应，它很快达到平衡： v正 = k1 [I2] v逆 = k2 [I]2 v正= v逆 k1 [I2] = k2 [I]2
通式 aA＋bB＝gG＋hH
v =k[A]a[B]b
v =k[NO]2[H2] ( 慢) (快 )
k：该温度下反应的速率常数，简称速率常数。 (k 与反应物浓度、压力无关，只与温度、催化 剂、反应物性质有关。)
反应历程： 2NO+H2=N2+2H2O2 H2O2+H2=2H2O
总反应速率由最慢的基元反应决定，即生成H2O2的 过程是控制整个反应速率的过程。v = k[NO]2[H2]
(4) 反应级数的测定 (p42 例1) v =k[A]x[B]y 步骤一、CA不变，改变CB v1 =k[A]x[B1]y v2 [B ] = ( 2 )y v2 =k[A]x[B2]y v1 [ B1 ] 步骤二、CB 不变，改变CA v3 =k[A3]x[B]y v4 [A ] = ( 4 )x v3 [ A3 ] v4 =k[A4]x[B]y 小结：除零级反应外，反应物浓度越大，v 越大
3. 反应速率方程式 对一般反应(不一定是基元反应)： aA＋bB＝gG＋hH eg： 2NO+2H2=N2+2H2O v =k[A]x[B]y
决速 步骤
4. 反应级数： 反应速率方程式中浓度的次方的代数和。 v =k[A]x[B]y 级，对B是y级. (1) 反应级数：整数、分数、零 设v的单位为mol · dm-3 · S-1 总反应级数(x+y)，对A是x
d [COCl2 ] = k3 [COCl ⋅][Cl2 ] dt
(a)
(2) Cl· +CO
(3) COCl· + Cl2
k v = k3[ H 2 ][ I ] = k3 1 [ H 2 ][ I 2 ] = k[ H 2 ][ I 2 ] k2
28
问: (1) 试说明这一机理与速率方程相符合； (2)指出反应速率方程式中的k与反应机理中的速率常数 (k1, k-1, k2, k-2)间的关系。
O C N O O
O C O N O
随着原子结构和分子结构理论的发展，20世纪三十年 代，Erying在量子力学和统计力学的基础上提出了化 学反应速度的过渡状态理论。
(2) 过渡态理论 (1930年, 由Erying提出。)
具有足够能量的反应物分子彼此以适当的空间取向相互 靠近到一定程度时(不一定要碰撞)，会形成活化络合物。
v= 1 ξ 1 ∆n B 1 ∆C B = ⋅ ⋅ = ⋅ V ∆t V ν B ∆t ν B ∆t
第一节 化学反应速率 第二节 化学平衡
N2+ 3H2 = 2NH3
ν B : 物质B的化学计量系数(反应物负值，生成物正值)
∆C B : 物质B的物质的量浓度(体积摩尔浓度)随时间的变化速率 ∆t
1 2 3
◆ 催化剂不改变化学平衡常数K，只改变反应速率 ◆ 催化剂同等程度地影响正、逆反应(一个对正向反应的催化剂) 对逆向反应一定有效。 ◆ 催化剂不改变反应的方向。
4. 反应机理
例如： H2 + I2 = 2HI 为复杂反应，研究表明，该反应由 如下两个基元反应组成。
k1 2I(g) k2 k3 (b) 2I +H2 2HI (a) I2(g)
Ea RT1
适用： 1. 已知k1， k2， 求Ea 2. 已知k1， Ea ，求k2
三、反应的活化能和催化剂
1. 活化能
定温下，Ea
v2 k 2 = v1 k1
k = Ae RT
k
− Ea
− Ea 斜率 = R
1/T T ， k ，v
T1： ln k1 = ln A −
E T2： ln k 2 = ln A − a RT2
[ I ]2 = k1 [I 2 ] k2
2
例题：CO与Cl2在高温下作用得到光气：CO(g)+ Cl2 (g)= COCl2 (g)， 实验测得反应得速率方程为：d[COCl2]/dt=k[CO][Cl2]3/2， 有人提出其反应机理为： (1) Cl2 k1 k-1 2Cl· (快平衡) k2 k-2 COCl· (快平衡) k3 COCl2+ Cl· (慢平衡)
活化分子总数 = 活化分子百分数×分子总数
(1) (2) (3) 反应物浓度(或气体压力)： 分子总数(效率不高) 温度： 活化分子百分数 活化能： 活化分子百分数
AB + C
生成物
反应历程
通常选用催化剂改变反应历程。
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3. 催化剂 (触媒)
2KClO3 MnO2
催化剂图片
MnO2作为催化剂
解：机理中(3)为慢反应，因此整个反应的速率取决于反应(3)，
速率方程中出现活性很大的自由基COCl·的浓度，我们必须设法 在速率方程中消去它，使速率方程中只包含反应物的浓度。 为此必须找到自由基的浓度和反应物浓度的关系。 反应(1)、(2)速度很快，几乎一直处于平衡态，因此 由(1)，得： v＋= v－ k1 [Cl2] = k－1 [Cl ·]2
N2 (g)+ 3H2 (g)
起始浓度 (mol⋅dm-3) 2S后浓度 (mol⋅dm-3)
2NH3 (g)
0
+0.4
1.2 影响反应速率的因素
上式中求得的反应速率实际上是该段时间间隔内 的平均反应速率。时间间隔越短，其间发生的浓 度变化越能反映真实的反应速率。真实的反应速 率指在某一瞬间的反应速率。 一、浓度的影响 1.基元反应和非基元反应
Note：
Ea： kJ · mol-1 R：J·mol-1·K-1
单位量纲要统一
小结：升高温度，速率增大。
13 14 15
实验事实：2HI (g) →H2 (g) +I2 (g) 0.001mol · 分子碰撞次数: 理论反应速度: 实际反应速度: L-1的HI气体，973K时： 3.5×1028 次· L -1 · s -1 5.8×104 mol · L-1 · s -1 1.2×10-8 mol · L -1 · s -1
1 dC B ∆C B = lim v= ∆ → 0 t νB ν B dt ∆t 1
2. 质量作用定律：
定温下，基元反应的反应速率与反应物浓度的系 数次方的乘积成正比。
5 6
4
下列基元反应： a. 2NO2=2NO+O2 b. 2NO+Cl2=2NOCl v = k[NO2]2 v= k[NO]2[Cl2]