3-化学反应速率(大学化学)
大学化学3-化学反应速率
3．温度对反应速率影响的其它类型
除大多数反应k与T的关系符合阿仑尼乌斯公式 外，还有一些其它形式，如图（3.1）所示：
①爆炸反应。当温度达到燃点时，反应速率突然增大。 ②酶催化反应。温度太高或太低都不利于生物酶的活 性；某些受吸附速率控制的多相催化反应，也有类似的情 况。 ③某些含炭化合物的氧化等。可能是由于温度升高时， 副反应产生较大影响，而使得温度与速率的关系复杂化。 ④NO与O2生成NO2的反应，温度升高反应速率反而下 降。
②．半衰期t1/2（反应物消耗一半所须的时间） 与反应物的浓度无关，而与速率常数成反比。即 t1/2＝0.693/k （3.9）
放射性元素蜕变掉一半数量（或放射性活度减少 到一半）所须的时间称为该放射性元素的半衰期。 它是放射性元素的一种特征常数。
例如的半衰期为8×108年，223Fr（钫）的半衰 期为22分钟，14C的半衰期为5730年等。某些放射性 同位素的蜕变可以作为估算古代化石、矿石、陨石 以及地球年龄的基础。如通常用于陨石和矿石年龄 的估算，14C用于确定考古学发现物和化石的年龄。 1947～1949年间美国科学家利比确立用14C确定 地球年代的概念与方法。为此他获得了1960年诺贝 尔化学奖。
如H 2 O 2 分解反应，实际上用量气管测定 O 2 体积随时间的变化，然后计算O 2的生成量 及H2O2的分解量。
3.快速测定。
对于反应速率很快的反应，必须采取快速 分析方法。现在激光的采用已使观测的时间 标度降至1ps（10-12s）。
3.3 影响化学反应速率的因素
[演示实验]：《神奇的催化剂》 加MnO2的反应速率很快，这是催化剂作用的结 果；而加MnO 2 的反应，开始速率快，而后来速率 慢，是由于H2O2浓度越来越小的结果。
大学无机化学课件03化学反应速率
反应速率越大。
26
反应进程势能图
1.ΔH = E正 – E逆
2. 微观可逆性原理
27
实验活化能
❖ 反应物分子须经过一个活化中间状态才能 转化为产物，该中间状态即活化分子。
❖ 由普通反应物分子转变为活化分子需吸收 的能量即活化能Ea。
❖ 根据活化能的大小，和反应能量变化曲线， 可以知道反应是吸热的还是放热的，以及 反应速率的相对快慢。
30
3.3 浓度对反应速率的影响
一、基元反应、简单反应与复合反应
➢ 基元反应(elementary reaction) ：反应物分子一步 作用直接转化成产物的反应。由一个基元反应构 成的化学反应称为简单反应。 例：N2O4 = 2NO2 是基元反应，也是简单反应。
➢ 非基元反应：由两个或两个以上基元反应组成的 化学反应，又称复合反应（complex reaction） 、 总反应（overall reaction）。
2. 当具有足够能量的分子以适当的空间取向靠近 时，要进行化学键重排，能量重新分配，形成 一个过渡状态的活化配合物。
3. 过渡状态的活化配合物是一种不稳定状态。 可形成生成物，也可回到反应物。
23
3.2 反应速率理论简介
二、过渡态理论
如: A+ B-C [A…B…C] = A-B +C 反应物 活化配合物 产物
化学反应涉及两个基本问题： ①反应的方向和限度: 反应热力学
反应是否自发，自发的方向和程度 ②反应的速率和具体步骤: 反应动力学
研究途径和速率问题
3
研究反应速率的意义
反应速率
快 ，如爆炸反应，中和反应。 慢，金属的锈蚀，食品的腐烂，
化学反应的速率与机理
化学反应的速率与机理胡红（阿坝师范高等专科学校08化教20082036）【摘要】掌握化学反应的速率和机理;学习影响反应速率的因素；学习增大化学反应速率的影响因素以及增大化学反应速率的条件。
【关键词】速率机理影响因素1.定义化学反应中化进行的快慢程度，用反应物的浓度减少量或生成物浓度的增加量来表示。
1.1化学反应速率的表达式化学反应速率的符号为vv=νB-1dcB/dt式中，vB为反应物中物质B的化学计量数（反应物用负值，生成物用正值），dcB/dt表示由化学反应随时间（t）引起物质B的浓度（cB）变化速率。
例如，某给定条件下，氮气与氢气在密闭容器中合成氨，各物质浓度的变化如下：可知：N2的dcB/dt≈-0.2 mol·dm-3/2 s，H2的dcB/dt≈-0.6 mol·dm-3/2 s，NH3的dcB/dt≈+0.4 mol·dm-3/2 s。
所以上例反应的反应速率v近似为：v=νB-1dcB/dt≈（-1）-1（-0.2 mol·dm-3/2 s）=（-3）-1（-0.6 mol·dm--3/2 s）=（+2）-1（+0.4 mol·dm-3/2 s）=0.1 mol·dm-3·s-11.2化学反应速率的测定化学反应速率，用单位时间内反应物的浓度的减少或生成物浓度的增加量来表示。
浓度单位一般用摩尔·升-1，时间单位用秒、分或小时。
化学反应并非均匀速率进行：反应速率分为平均速率（一定时间间隔里平均反应速率）和瞬时速率（给定某时刻的反应速率），可通过实验测定。
1.3化学反应速率的计算公式反应速率有平均速率和瞬时速率例如实验测得H2O2分解反应，零时间时，H2O2=0.4mol/L，经过20分钟后，CH2O2=0.2mol/L，则其平均速率（average rate）表示20min时间间隔内H2O2的分解速率。
3 化学反应速率(大学化学)
2 半衰期 当反应物A 的转化率为50%时所需的反应时间称为 半衰期，用t1/ 2表示。与浓度无关。
对于一级反应,其半衰期为:
c c k ln kt 或 lg t c0 c0 2.30
【例】某药物的分解反应为一级反应，在体温37℃时， 反应速率常数为0.46h－1。若复用该药物0.16g，问该 药在胃中停留多长时间方可分解90％？ 解：根据
催化剂改变反应速率的作用就是催化作用。 加快反应速率的催化剂称为正催化剂。
而减慢反应速率的则称为负催化剂或阻化剂。 若不特别说明，所提到的催化剂均指正催化剂。
2 催化剂的特点
（1）催化剂参与反
应，改变反应的历程， 降低反应的 活化能。
（2）只能对热力学上可能发生的 反应起作用 （3）催化剂不改变反应体系的热 力学状态，不影响化学平衡与反 应的反应热。 （4）催化剂具有一定的选择性 （5）某些杂质对催化剂的性能有 很大的影响
即等于反应式相应物质分子式前的系数比
υ(N2O5L ):υ(NO2):υ(O2)=2:4:1 开始浓度/(mol· -1) 2.10 0 0 100秒浓度/(mol· -1) 1.95 L 0.30 0.075
2N2O5 → 4NO2 + O2
一般的化学反应： aA + bB = gG + dD 化学反应速率为：
1 van’t Hoff规则
范特霍夫(Van’t Hoff)由实验总结出：反应体系的温度 每升高10K, 化学反应速率将增大到原来的2～4倍。
kT 10 kT n10 kT kT
n
式中γ 为温度系数 ，一般为2～4。kT , kT+10 , kT+n · 分别 10 10)K 时的反应速率常数。 是TK , (T+10)K 和 (T+n·
化学反应速率知识点笔记
化学反应速率知识点笔记
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
反应速率受多种因素影响，包括温度、浓度、催化剂等。
以下是关于化学反应速率的一些知识点笔记：
1. 定义，化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
通常用物质的浓度变化来表示。
2. 反应速率的计算，反应速率可以通过观察反应物浓度的变化来计算。
对于消耗反应物A和生成物B的反应，反应速率可以表示为，速率 = -Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt，其中Δ[A]和Δ[B]分别表示反应物A和生成物B的浓度变化，Δt表示时间变化量。
3. 影响因素：
温度，一般来说，温度升高会加快反应速率，因为温度升高会增加分子的平均动能，促进反应物分子间的碰撞。
浓度，反应物浓度越高，反应速率越快，因为反应物分子之间的碰撞频率增加。
催化剂，催化剂可以降低反应活化能，从而加快反应速率，但催化剂本身不参与反应。
4. 反应速率方程式，对于复杂的反应，可以通过实验数据推导出反应速率方程式，这可以帮助我们理解反应机制和预测反应速率随时间的变化。
5. 反应动力学，反应速率的研究属于反应动力学的范畴，通过实验数据和理论模型来探讨反应速率与反应物浓度、温度等因素之间的关系。
总结，化学反应速率是一个重要的研究对象，了解反应速率的影响因素和计算方法对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
希望以上笔记能够帮助你更好地理解化学反应速率的相关知识。
大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法
大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法大学化学易考知识点：化学反应速率的计算方法化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量，也是研究化学反应机理和反应动力学的重要参数之一。
正确地计算化学反应速率不仅对于理论研究有着重要意义，对于工业生产和日常生活中的化学实验也有着实际应用价值。
本文将介绍化学反应速率的计算方法，帮助读者更好地理解和掌握这一知识点。
1. 反应物消耗速率法反应物消耗速率法是一种直接测量化学反应速率的方法。
它通过观察反应物消失的速度来计算反应速率。
在此方法中，我们需要选择一种反应物并测量其消耗的速率，然后根据化学方程式中反应物的摩尔比例关系计算其他反应物的消耗速率。
具体计算公式如下：速率= Δ[c] / Δt其中，Δ[c]表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
2. 产物生成速率法产物生成速率法是一种通过观察产物生成的速度来计算反应速率的方法。
在此方法中，我们需要选择一种产物并测量其生成的速率，然后根据化学方程式中产物的摩尔比例关系计算其他产物的生成速率。
具体计算公式如下：速率= Δ[d] / Δt其中，Δ[d]表示产物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
3. 初始速率法初始速率法是一种通过研究反应在初始时刻的速率来计算整个反应速率的方法。
在此方法中，我们需要在不同条件下进行多次实验，测量反应在各个条件下的初始速率，然后根据实验结果推导出反应速率与反应物浓度之间的关系。
具体计算公式如下：速率 = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m 和n为反应物A和B的反应级数。
4. 定量分析法定量分析法是一种通过定量分析反应物或产物的浓度变化来计算反应速率的方法。
在此方法中，我们可以使用酸碱滴定法、氧化还原滴定法、分光光度法等技术方法来测定反应物或产物的浓度变化，并据此计算反应速率。
需要注意的是，化学反应速率的计算方法取决于具体的反应类型和实验条件。
第三章 化学反应速率和化学平衡
ν = kc c
m A
n D
速率方程中的m和n通过实验确定。（m= a或m≠ a) 如m = a， n = d，反应是否是基元反应？ 反应级数(order of reaction)：在速率方程中，各反应 反应级数 ： 物浓度的指数之和（m+n）称为反应的反应级数。
【例】已知反应 aA + bB = C 在某温度下实验测得 的数据如下表，求该反应的速率方程和速率常数k。
结论： 结论： 1、反应物分子必须具有足够的能量，才能 、 越过能峰（能垒）变为产物分子。 能峰（能垒） 能峰 2、反应的活化能Ea越大 能峰越高 、 越大，能峰越高 越大 能峰越高，能越 过能峰的分子数越少反应速率越小 反应速率越小； 反应速率越小 反之，Ea越小 反应速率越快 越小，反应速率越快 越小 反应速率越快。
∆c dc ν = −lim = − △ ∆t dt
A A
A
t→0
υ = limυ
∆t →0
作图法求瞬时速率 作图法求瞬时速率 从瞬时速率的定义，可以归纳出: (1)做浓度---时间曲线图；(2) (2)在指定时间的曲线 (1) -(2) 位置上做切线；(3) (3)求出切线的斜率(用做图法, (3) 量出线段长, 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:
快
A + B-C [A···B···C] 活化络合物
慢
A-B + C
[ A ··· B ··· C ]
[ A ··· B ··· C ]
E
E正 E逆 A+BC △H AB+C (△H﹤0) △ 反应历程
E
E正
化学中的化学反应速率(化学知识点)
化学中的化学反应速率（化学知识点）化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的速率。
反应速率的快慢对于化学反应的研究和应用具有重要的意义。
本文将介绍化学反应速率的定义、影响因素以及如何测定反应速率。
一、化学反应速率的定义化学反应速率是指在一定条件下，反应物消失或产物生成的速率。
一般情况下，反应速率可以通过反应物消失的速率来描述，以此来衡量反应进行的快慢。
化学反应速率可以用如下公式来表示：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。
速率的单位可以是摩尔/升·秒（mol/L·s）、分子/升·秒（molecules/L·s）等。
二、影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响，主要包括以下几个方面。
1.反应物浓度：当反应物浓度增加时，反应物之间的碰撞频率增加，从而增加了反应的可能性，使得反应速率加快。
2.温度：提高温度会增加反应物的动能，使反应物之间的碰撞更加频繁且具有更高的能量。
因此，温度升高会加快反应速率。
3.催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，使反应物更容易发生反应。
催化剂的存在可以提高反应速率，而不参与反应本身。
4.表面积：反应物的表面积越大，反应物颗粒之间的碰撞频率就越高，反应速率也会增加。
5.反应物的物理状态：气相反应相较于固相反应和液相反应具有更高的反应速率，因为气态分子之间的自由运动能带来更频繁的碰撞。
三、测定反应速率的方法测定反应速率是研究反应动力学的重要手段，常用的方法有以下几种。
1.逐点法：在反应过程中，定时取样，通过测定不同时间点上反应物消失或产物生成的量来计算反应速率。
2.连续监测法：利用分光光度计、电导计等仪器对反应过程进行实时监测，获得反应物浓度的变化曲线，从而计算反应速率。
3.消失溶液平行测定法：将相同溶液分装到多个容器中，分别对不同容器中的反应液进行逐点法测定并计算平均速率，以提高测定结果的准确性。
第三章化学反应速率_大学化学
。通常将它定义为：单位体积的反应系统中，反应进度 随时间的变化率，用符号表示。对于反应
aA + fF ＝ gG + dD （3.1）
化学反应速率的定义式为：
=
1 d V dt
式中V为系统的体积， 按（2.8）式：
L · s 。 v 的单位常用mol·
加快2～4倍。
kT 10 K 24 kT
1．阿仑尼乌斯公式
阿仑尼乌斯根据实验，提出反应速率与温度的定量关
系：
k＝Ae-Ea/RT
式中的A是指前因子；Ea叫做反应的活化能，单位是 kJ· mol-1。A与Ea都是反应的特性常数，当反应的温度区间 变化不大时，其值不随温度而改变，均可由实验求得。
活化能越高，活化分子数越少，反应速率越慢。活化能的大小取
决于反应物的本性，它是决定化学反应速率的内在因素。 活化能小于40kJ· mol-1反应，其反应速率非常大，反应可瞬间完 成；活化能大于400kJ· mol-1的反应，其反应速率非常小。前面提到的 汽车尾气NO治理反应活化能611kJ· mol-1，因此看不到该反应的进行。
Ea和A 是两个非常重要的动力学参量。由于Ea在指数
位置，所以它对k 的影响很大。 微分形式：
d ln k Ea 2 dt RT Ea Ea 积分形式 ln k2 ln A ln k1 ln A RT2 RT1 k2 Ea 1 1 ln ( ) k1 R T1 T2
例如的半衰期为8×108年，223Fr（钫）的半衰期为22 分钟，14C的半衰期为5730年等。某些放射性同位素的蜕变
可以作为估算古代化石、矿石、陨石以及地球年龄的基
础。如通常用于陨石和矿石年龄的估算，14C用于确定考古 学发现物和化石的年龄。 1947～1949年间美国科学家利比确立用14C确定地球年 代的概念与方法。为此他获得了1960年诺贝尔化学奖。
大学化学化学反应速率
（5-1）
式中：v为反应速率；k为速率常数； c为浓度；
a和b分别为反应物A和B浓度的指数；
（a+b）称为该反应的反应级数；
基元反应的化学反应速率与各反应物的浓度以其计量数为指 数的幂的连乘积成正比，这就是基元反应的质量作用定律。
◆ 把反应物浓度同反应速率定量地联系起来的数
学表达式称为速率方程。
◆ 反应的速率方程一般不能简单地从反应的计量
（3）活化络合物极不稳定，可以分解为产物，也可以分 解为反应物，反应速率取决于活化络合物的浓度及其分 解频率。正逆反应活化能之差为反应的摩尔焓变。
化学反应速率（rate of chemical reaction）
在一个特定的反应中，反应物或生成物的浓度随 时间的变化率，具有“浓度·时间-1”的量纲，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。其单位是mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1或 mol·L-1·h-1。
温度能显著地影响反应速率，绝大多数化学反应，无论是放热 反应还是吸热反应，其反应速率都随温度的升高而增大。
T2＞T1
温度升高，活 化分子百分数 增大，有效碰 撞的百分数增 加，使反应速 率大大加快。
阿仑尼乌斯
Svante August Arrhenius 1859~1927
温度对反应速率的影 响主要体现在对速率 常数k的影响上。1889 年瑞典物理化学家阿 仑尼乌斯总结了大量 实验事实，提出一个 较为精确的描述反应 速率与温度关系的经 验公式。
例如：消除汽车尾气的污染，可采用如下的反应
CO(g)
NO(g)
CO 2 (g)
1 2
N
2
(g)；
rG
m
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（6）反应过程中催化剂本身会
发生变化
3 均相催化、多相催化和酶催化 均相催化: 催化剂与反应物种在同一相中的催化反应
多相催化: 催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应
酶催化: 以酶为催化剂的反应，其特点是①高效②高 选择性③条件温和
解：将有关数据代入式
lnk2 Ea (1 1)
k1
R T2 T1
lg k2 181 030(11) 1.31 0 8 2.30 8 3 .317430 700 k2=4.6×10－8 mol－1·L·s－1
例：在301K时鲜牛奶经4小时变酸，在278K的冰箱内， 可保持48小时才变酸。设牛奶变酸的反应速率与变酸时 间成反比，试估算该条件下牛奶变酸反应的活化能。
反应物 活化络合物
产物
活化配合物
A ···B ···C
Ea Ea´
A +BC ΔH
(始态) (过渡态)
(终态)
AB+C
过渡状态又叫活化络合物。
反应速率的过渡态理论示意图
（3）活化能（Ea）
a 活化分子具有的平均能量与反应物 分子的平均能量之差。单位kJ·mol-1。 b 活化络合物具有的能量与反应物 分子的平均能量之差。
反应物分子 (或原子、 离子) 之间必须相互 碰撞，才有可能发生 化学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。 绝大多数碰撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。 对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰 撞时能发生反应。
能够发生化学反应的碰撞称作有效碰撞。 能发生有效碰撞的分子称为活化分子。
心 事 ° 我 只 是替代 品︶ㄣ 满天花 瓣渲染 离别ㄣ ︶为何 爱上他 。怪我 碍你你 看不到 我 的 伤 忘 不 L”算你 狠，我 不配淡 ㄋ旳情 *怎么 继续捂 住眼睛 却捂不 住眼泪 ﹌热泪 盈 眶 i黑 夜 舞 心泪如 雨シ独 守空城 づ◆◇ 回忆、 终究是 回忆つ 揪心痛 薄凉之 人终不
触 摸 不 到 的 痛别期 待拼命 微笑却 痛了心 脏。巴 黎铁塔 下曾经 的美好 °眼泪 划破我 的 心 、 结 束 ゝ 我们 抱着哭 越爱越 寂寞!╰ 眺 望 、那属 亍莪の 幸福﹌ 卜够成 熟￠哭 着 说 分 手 那 一抹阳 光、不 属于我 沵不会 ，心疼 涐旳心 疼ヽ捻 字丶 成 伤黯然 、神伤
kT10 k T n 10 n
kT
kT
式中γ 为温度系数 ，一般为2～4。kT , kT+10 , kT+n ·10 分别 是TK , (T+10)K 和 (T+n·10)K 时的反应速率常数。
2 阿仑尼乌斯（Arrhenius）方程 1889年瑞典化学家阿仑尼乌斯(Arrhenius)提出一 个定量描述速率常数与反应温度的关系式：
热力学解决的是反应的可能性及反应所能达到的最 大限度的问题，它并不解释反应发生的机理与快慢问题。 即热力学无法解决反应发生的现实性。
CO + NO = CO2 + 1/2N2 ΔGΘ=-343.8KJ<0 反应速度非常缓慢
化化学学动动力力学学是的研任究务反：应的机理、快慢及影响反应速 率1）因化素学的反化应学的分速支率学问科题。 2）化学反应的机理问题 化学平衡和反应速率是化学反应问题的两大不可分 割的方面，均十分重要。
第一节 化学反应速率
1 化学反应速率的表示
化学反应速率是指单位时间内反应物或生成物浓度改 变量的正值。一般用υ表示。
υ 消耗＝－△c（反应物）/△t
υ生成＝ △c（产物）/△t平均速率υ ＝△c/△t
对于反应 aA + bB dD+eE
1 • d[A] 1 • d[B] a dt b dt 1 • d[D] 1 • d[E]
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 ● 对有些物种而言，碰撞的几何方位要适当
(2) 过渡状态理论
以量子化学对反应过程中的能量变化 研究为依据，认为运动着的两种（或 多种）反应物分子逐渐接近并落入对 方的影响范围之内而形成的处于反应 物与产物之间的一种结合状态。
例 A+B-C→[A‥·B ‥·C]* →A-B+C
c 把反应物分子转变为活化分子所需 要的能量。
Ea可以通过实验测出，属经验活化能。 大多数反应的活化能在60~250kJ·mol-1之间 Ea＜42kJ·mol-1的反应,活化分子百分数大， 有效碰撞次数多,反应速率大,可瞬间进行。
Ea＞420kJ·mol-1的反应, 反应速率很小。
分子百分数
活化分子的百分数与活化能Ea 的大小有关，Ea越小，活化分 子百分数越多；Ea越大，活化 分子百分数越少。
（1）写出该反应的速率方程； （2）计算速率常数k； （3）求c(CH3CHO)=0.25 mol·dm－3时的反应速率。
解：（1）设该反应的速率方程为 υ=kcn(CH3CHO)
任选两组数据代入速率方程，如选第1，4组数据得：
0.025=k(0.10)n 0.406=k(0.40)n
0.025 (0.10)n
且存在着:
11 vN2 3vH2 2vNH 3
２.瞬时速度 在某一瞬间的反应速度或化学 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：
vN2
d[N2] dt
vH2
d[H2] dt
vNH3
d[NH3] dt
2 反应机理 (1) 反应速率理论 反应速率理论有碰撞理论和过渡态理论
碰撞理论(1918年英国 科学家路易斯提出)
(1)n
0.406 (0.40)n 4
解得n≈2，故该反应的速率方程 υ=kc2(CH3CHO)
（2）将任一组实验数据（如第3组）代入速率方程，可求得k值：
0.228 =k (0.30)2
k = 2.53 mol－1·dm3·s－1
（3）c(CH3CHO）= 0.25 mol·dm－3时 υ=kc2(CH3CHO)=2.53×0.25=0.158 mol·dm－3·s－1
念 安 。 我 会 掉色ｉ 时间都 去哪儿 了-听眼 泪纷飞 我不是 太阳身 后也无 光
大西洋底泰坦尼克号船首的腐蚀过程
NO,CO
若该反应能发生，则可解决尾气污染问题。实际上，尽 管该反应的限度很大，但反应速率极慢，不能付诸实用。 研制该反应的催化剂是当今人们非常感兴趣的课题。
第三章 化学反应动力学
0
3秒后浓度(mol/L) 0.7 2.1
0.6
计算该反应速度。(反应速度为正值)
解:
vN 2 (0 .7 3 1 .0 ) 0 .1 (m •L -1 o •s-1 l)
vH 2(2 .1 33 .0 )0 .3 (m •L -1 o •s-1 l) vN3H (0 .6 3 0 )0 .2 (m •L -1 o •s-1 l)
Ea
E平均
E最低 能量
气体分子能量分布示意图
从图中可以看出，具有很低能量和很高能量的分子都很少， 大部分分子的能量接近于平均能量（E平均）。只有少数能 量足够高的分子才可能发生有效碰撞。
（4）Ea 和△rH的关系 化学反应过程中能量的变化
化学反应的热效应就是正、逆反应的活化能之差。 ΔH = Ea ― Ea´
ln k2= ln A－Ea／RT2
lnk2 Ea (1 1)
k1
R T2 T1
可根据此公式，用不同温度下的反应速率计算反应的
活化能Ea和指前因子A，或从一个温度下的速率常数k1 求另一温度下的速率常数k2。
例 反应C2H4 (g) + H2 (g) = C2H6 (g)，在700K时
k1=1.3×10－8 mol－1·L·s－1，求730K时的k2，已知该反应 Ea=180kJ·mol－1。
慢
N2O5
N2O3 + O2
快
N2O3
NO快2 +NO
N2O5 +NO
3NO2
这三个基元反应的组合表示了总反应经历的途径。
化学反应所经历的途径称为反应机理，或反应历程。
以化学计量式所表示的宏观总反应称为整体反 应。仅有一种基元反应所构成的整体反应称为 简单反应，有两个或两个以上的基元反应所构 成的整体反应成为复杂反应。
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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，大部分化 学反应都不是等速进行的，因此上述所计算的反 应速度是该段时间内的平均反应速度。
如:某给定温度下,在密闭容器中氮气与氢气反应生
成氨,各物质变化浓度如下:
N2 + 3H2 2NH3
起始 (mol/L) 1.0 3.0
解：因为反应速率与变酸时间成反比，所以有 k2/k1=t1/t2=48/4=12 由阿伦尼乌斯公式
lgk2 Ea (11) k1 2.303 T2RT1
lg 1 2 Ea (11) 2.30 83 .313402 178
Ea＝75kJmol-1
三、催化剂对反应速率的影响
1 催化剂和催化作用
某种物质加到反应体系中，改变反应的速率，而其本 身的数量和化学性质在反应前后基本保持不变，这种 物质叫做催化剂。
对于基元反应： aA + bB = gG + hH
B1 B· d(c B )反 d ( t 应 k物 ac(A )c） b(B )