大学 化学反应速率
南京医科大学药学院
许贯虹 20
能量因子
有效碰撞频率 f ＝e 总碰撞频率
Ec （ E′ ）称为 临界能或阈能
Ec RT
f 称为能量因子，f 越大，活化分子分数越 大，反应越快
南京医科大学药学院
许贯虹 21
临界能（阈能）
Ec （ E′ ）是能发生有效碰撞的活化分子所 具有的最低能量，称为临界能或阈能 Ec 越高，活化分子所占比例越小，f 越小，反应速率越慢
南京医科大学药学院 许贯虹 35
第四节 影响反应速率的因素
内因：
反应的活化能 外因： 反应物浓度 反应温度 催化剂的使用
南京医科大学药学院 许贯虹 36
一、浓度对反应速率的影响
反应物浓度增大
单位体积内活化分子数增多 单位时间内有效碰撞次数增多 反应速率加快
2NO + O2
南京医科大学药学院 许贯虹 9
非基元反应
非基元反应（总反应）：由两个或两个以上 的基元反应组成的化学反应
H2 + I2 = 2HI
(1) I2(g) (2) H2(g) + 2I(g) 2I(g) =
快反应
2HI(g) 慢反应 速控步骤
速率控制步骤（速控步骤）：非基元反应 中反应速率最慢的一步元反应
南京医科大学药学院
许贯虹 37
（一）质量作用定律
一定温度下，基元反应的反应速率与各个反应 物浓度的幂次方乘积成正比
基元反应：
aA + bB
反应速率方程式：
eE + fF
a b kcA cB
k：反应速率常数；
a：反应物A的反应级数
b：反应物B的反应级数； a＋b：反应的总反应级数
复杂反应的实验活化能
复杂反应体系能量分布复杂，Fra bibliotek化能的直接物理意义比较含糊，必须由实验测得， 又称为表观活化能
南京医科大学药学院
许贯虹 32
可逆反应的活化能与反应热
A + BC
能 量 A· · · B· · · C
AB + C
活化络合物
Ea A + BC
E´a
ΔrH AB + C
缺点：
把分子看成是没有结构的钢球，模型过于简 单，使理论的准确度有一定的局限性
南京医科大学药学院 许贯虹 25
二、过渡态理论
由反应物分子变成生成物分子,中间一定
要经过一个过渡态,而形成这个过渡态必须吸 取一定的活化能，这个过渡态就称为活化络 合物，所以又称为活化络合物理论。
南京医科大学药学院
许贯虹 4
c dc DE lim dt EF t 0 t
0.8 A
瞬时速率难以测定， 用作图法求出
反 应 物 浓 度
0.6 D 0.4 C
-dc/dt
0.2
E
F
：割线AB的斜率
B
0
20
40
60
80
t / min
许贯虹 5
南京医科大学药学院
气体分子能量分布曲线（2）
活化能减小，活化 分子增加，反应速 率加快
Ea’
南京医科大学药学院
许贯虹 19
活化能与反应速率
温度一定时 Ea↑，活化分子分数↓，发生有效碰撞的 次数↓，反应速率↓ Ea ↓ ，活化分子分数↑，发生有效碰撞的 次数 ↑ ，反应速率↑ 活化能——化学反应的阻力
化学反应速率
南京医科大学药学院 许贯虹
化学反应的基本问题
反应热力学：研究反应的方向和进行限度 反应动力学：研究反应的速率和反应历程
2
化学反应速率
内 因
瞬 时 速 率 平 均 速 率
外 因
有 效 碰 撞 理 论
过 渡 态 理 论
浓度
质 量 作 用 定 律
时 间 与 浓 度 的 关 系
温度
阿 伦 尼 乌 斯 方 程
B – dc(NH3)/ dt D dc(NH3)/ (2dt)
补充说明：
• 对于气相反应，浓度变化用气体分压的
变化来表示 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g)
vH2
dp( H 2 ) dt
dp( NH 3 ) dt
vN2
dp( N 2 ) dt
v NH3
反应进度
反应过程的能量变化
南京医科大学药学院 许贯虹 33
讨论
正反应活化能：Ea = E活化络合物－ E反应物 逆反应活化能：Ea´ = E活化络合物－ E产物
等压反应热： ΔrH＝ Ea －Ea´
Ea ＞Ea´ ， ΔrH > 0，吸热反应
Ea ＜Ea´ ， ΔrH < 0，放热反应
南京医科大学药学院
许贯虹 34
活化能永远是正值。
活化能的大小只与反应物本性及反应途径有关， 与反应物浓度无关，在温度变化不大时，受温度影 响较小。
活化能是影响反应速率的内因。不同的反应， 具有不同的活化能，反应进行的快慢也不同。 其它条件一致时，活化能大，说明反应越过的 能垒大，反应进行得慢，反之，反应的活化能小， 反应进行得就快。
有效碰撞的条件： 碰撞的两分子具有足够的能量 碰撞的两分子具有正确的方向
南京医科大学药学院 许贯虹 24
Ec RT
碰撞理论的优缺点
优点： 对阿仑尼乌斯公式中的指数项、指前因子和 阈能都提出了较明确的物理意义 解释了一些实验事实，它所提出的一些概念 至今仍十分有用
原则上任何一种反应物或者产物都可以表示化学 反应速率，但通常选择其浓度易于测量的那一种
dc ( A ) υA dt dc ( D ) υD 用反应进度表示 dt 的反应速率
dc(B) B dt
dc ( E ) E dt
v
1 dc ( A ) 1 dc ( B ) 1 d c ( D ) 1 d c ( E ) = a dt b d t d dt e dt
Z： 单位时间单位体积内反应分子相互碰撞的总碰撞数
8 RT M A M NA NB Z πd [ ] π MA MB V V
2 AB 1 B 2
碰撞机会的数量级高达 1029 cm－3· s－ 1
不是每次碰撞都能发生化学反应
只有极少数的碰撞才能发生反应
南京医科大学药学院 许贯虹 16
气体分子能量分布曲线（1）
阴影面积 = 活化分子分数
N：分子总数
ΔN：具有动能E和 （E+ΔE）区间之内的分子数 (ΔN/（NΔE）)×ΔE= ΔN/N Ea=E′ - E平 ΔN/N： E E+ΔE 动能E和E+ΔE区间之内 ΔE 的分子数在分子总数中 所占的比值 (曲线下的面积为1)
南京医科大学药学院 许贯虹 18
南京医科大学药学院 许贯虹 11
第三节 反应速率理论
一、碰撞理论
二、过渡态理论
南京医科大学药学院
许贯虹 12
一、碰撞理论
反应进行的先决条件： 反应物分子间发生碰撞
主要适用于气体双分子反应
南京医科大学药学院
活化络合物可以分解为产物，也可分解为反应物
活化络合物分解为产物时需越过一个反应能垒 Ea
南京医科大学药学院
许贯虹 28
过渡态理论的优缺点
优点： 原则上提供了一种计算反应速率的方法，
只要知道分子的某些基本物性，如振动频率、质量、 核间距离等等，即可计算某反应的反应速率常数， 也称之为绝对反应速率理论
CO + Cl2 COCl2 K1 Cl2 2Cl 快 K2 Cl3 快 Cl2 + Cl k3 Cl3 + CO COCl2 + Cl
慢
反应速率由速控步决定
v k 3 cCl3 cCO
南京医科大学药学院 许贯虹 40
南京医科大学药学院 许贯虹 6
例题
反应3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g)的反应速
率可以表示为 – dc(N2) /dt ，下列表示中与其相
当的是
A dc(NH3)/ dt C 2 dc(NH3)/ dt D√
南京医科大学药学院 许贯虹 7
质量作用定律只适用于基元反应
南京医科大学药学院 许贯虹 38
复杂反应
aA + bB
反应速率方程式
eE + fF
kc A c B
α、β 不一定等于 a 和 b α、β 的数值由实验测定
南京医科大学药学院 许贯虹 39
反 应 机 理
B. 能量因素
活化分子(activated molecule) 极少数分子具有较高的动能并能发生有 效碰撞 活化能(activation energy) Ea 活化分子所具有的最低能量与分子的平 均能量之差 Ea=E′ - E平 单位：kJ· mol-1
南京医科大学药学院 许贯虹 17
南京医科大学药学院
许贯虹 22
C. 方向因素
H2O(g) + CO(g) H2(g) + CO2(g)
O
C
O
C
弹性碰撞
H O H
有效碰撞
O H H
南京医科大学药学院
许贯虹 23
碰撞理论的反应速率
v Z P f Z P e
南京医科大学药学院 许贯虹 10
反应分子数
反应分子数：在基元反应中，同时直接参加 反应的粒子（分子、原子、离子）的数目
SO2Cl2 NO2 + CO 2NO + H2 SO2 + Cl2
大学化学反应速率
c(A)
kt
lg
lg(1 )
c(A)0
2.303
t1/ 2
0.693 k
3. 二级反应
A+B→P
c(A)0=c(B)0 时
r dc(A) k c(A)2 dt
1
1
kt
c(A) c(A)0
t1/ 2
1 k c(A)0
反应 级数
0
速率方程
dc(A) k dt
c(A)~t 关系式
c(A) c(A)0 kt
半衰期
c (A)0 2k
1
dc(A) k c(A) dt
kt lg c(A) lg c(A)0 2.30
பைடு நூலகம்
0.693 k
2
dc(A) k c(A)2 dt
1 1 kt c(A) c(A)0
1 kc(A)0
4-5 反应速率理论简介
1. 碰撞理论 (collision theory)
以气体分子运动论为基础，仅适用于 简单的气体双分子反应。 （1）反应物分子的碰撞是反应进行的先决 条件，反应速率与碰撞频率成正比。
r (mol.dm-3.s-1) 0.012 0.024 0.048 求该反应的速率方程和速率常数k。
2. 反应级数(order of reaction)
反应物的级数
r kc(A)m c(B)n 反应级数=m+n
(1) 表明浓度对反应速率的影响。 (2) 由实验测定，与反应条件有关。 (3) 可以是正、负数，整数、分数或零， 有的反应无法用简单数字来表示级数。
只有能量足够、方位适宜的分子对相 碰才能发生有效碰撞。
r Z P f Z0c(A)c(B) P eEa / RT kc(A)c(B)
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。
大学化学反应速率
压力对反应速率的影响Байду номын сангаас
总结词
压力越大，反应速率越快
详细描述
在一定条件下，压力越大，气体分子 密度越大，分子之间的碰撞频率和碰 撞力度增加，从而提高了反应速率。
催化剂对反应速率的影响
总结词
催化剂可以加快或减慢反应速率
详细描述
催化剂可以改变反应的途径和能量需求，从而影响反应速率。有些催化剂可以降低活化 能，使反应更容易进行，从而提高反应速率；而有些催化剂则可能通过抑制或促进某些
课程目标
01 掌握化学反应速率的基本概念、单位和表 示方法。
02 理解影响化学反应速率的因素，如温度、 浓度、压力等。
03
学习如何通过实验测定化学反应速率，并 掌握相关的实验技能。
04
了解化学反应速率在生产和生活中的应用， 培养解决实际问题的能力。
02
化学反应速率定义
化学反应速率定义
化学反应速率是指在一定条件下，化学反应进行的快慢程度，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。
大学化学反应速率
• 引言 • 化学反应速率定义 • 影响化学反应速率的因素 • 化学反应速率理论 • 化学反应速率的应用 • 结论
01
引言
主题简介
化学反应速率是化学学科中的重要概 念，它描述了化学反应的快慢程度。
化学反应速率的研究有助于理解化学 反应机理、反应条件和反应过程，对 于化学工业、药物合成等领域具有重 要意义。
反应速率是化学反应动力学的重要参数，可以用来描述和比较不同化学反应的进 行速度。
反应速率的表示方法
反应速率常数
在一定温度下，反应速率与反应物的浓度无关，而与催化剂的存在、光、磁场等外部条件有关，这种速率常数称 为反应速率常数。
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，
大一化学反应速率知识点
大一化学反应速率知识点反应速率是指在化学反应中，反应物消耗或生成产物的速度。
了解和掌握反应速率的知识，对于我们准确理解反应过程和进行实验研究都非常重要。
本文将介绍大一化学中的一些常见反应速率知识点。
1. 反应速率的定义反应速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的量。
通常，反应速率可以用化学方程式中反应物和产物的物质量关系来描述，也可用反应物浓度或产物浓度的变化来表示。
2. 反应速率与化学平衡在反应过程中，反应物逐渐转化为产物，反应速率开始较高，随着反应进行，速率逐渐减小，最终趋于一个恒定的数值。
当反应速率与反应逆向速率相等时，反应达到化学平衡。
3. 影响反应速率的因素反应速率受多种因素影响，下面介绍几个重要的因素：a. 温度：温度升高会使分子运动速度增加，碰撞频率和能量也会增加，反应速率随之增加。
b. 浓度: 浓度越高，反应物分子间的碰撞频率越高，反应速率也越快。
c. 催化剂: 催化剂可以提高化学反应的速率，通过增加反应物的有效碰撞频率或改变反应的反应机理来实现。
d. 表面积: 固体反应物颗粒的细小程度越高，表面积越大，与其他反应物接触的机会越多，反应速率也越快。
4. 反应速率的表达式反应速率可以用不同的方式来表达，最常见的是考虑反应物的质量或浓度变化：a. 对于反应物A和B，反应速率可用以下表达式表示：速率 = -∆[A]/∆t = -∆[B]/∆tb. 对于反应物浓度变化的表示：速率 = -∆[A]/∆t = -1/a * ∆[A]/∆t = -1/b * ∆[B]/∆t其中a和b分别代表反应物A和B的化学计量系数。
5. 反应速率与反应级数反应级数是指反应速率与各个反应物的浓度之间的关系。
根据反应物的浓度对反应速率的影响，反应级数可分为零级反应、一级反应、二级反应等。
具体的反应级数与反应物的浓度变化关系，请根据具体的反应方程式和实验数据进行求解。
总结：大一化学反应速率知识点包括反应速率的定义、反应速率与化学平衡的关系、影响反应速率的因素以及反应速率的表达式等内容。
化学反应速率知识点总结
化学反应速率知识点总结化学反应速率定义为单位时间内反应物或⽣成物浓度的变化量的正值，称为平均反应速率，下⾯给⼤家带来⼀些关于化学反应速率知识点总结，希望对⼤家有所帮助。
⼀.化学反应速率是指表⽰化学反应进⾏的快慢。
通常以单位时间内反应物或⽣成物浓度的变化值(减少值或增加值)来表⽰，反应速度与反应物的性质和浓度、温度、压⼒、催化剂等都有关，如果反应在溶液中进⾏，也与溶剂的性质和⽤量有关。
其中压⼒关系较⼩(⽓体反应除外)，催化剂影响较⼤。
可通过控制反应条件来控制反应速率以达到某些⽬的。
⼆.计算公式对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v(正)≠v(逆)还可以⽤：v(A) / m=v(B) /n=v(C) /p=v(D) /q不同物质表⽰的同⼀化学反应的速率之⽐等于化学计量数之⽐。
本式⽤于确定化学计量数，⽐较反应的快慢，⾮常实⽤。
同⼀化学反应的速率，⽤不同物质浓度的变化来表⽰，数值不同，故在表⽰化学反应速率时必须指明物质。
三.影响因素内因化学键的强弱与化学反应速率的关系。
例如：在相同条件下，氟⽓与氢⽓在暗处就能发⽣爆炸(反应速率⾮常⼤);氯⽓与氢⽓在光照条件下会发⽣爆炸(反应速率⼤);溴⽓与氢⽓在加热条件下才能反应(反应速率较⼤);碘蒸⽓与氢⽓在较⾼温度时才能发⽣反应，同时⽣成的碘化氢⼜分解(反应速率较⼩)。
这与反应物X—X键及⽣成物H—X键的相对强度⼤⼩密切相关。
外因1.压强条件对于有⽓体参与的化学反应，其他条件不变时(除体积)，增⼤压强，即体积减⼩，反应物浓度增⼤，单位体积内活化分⼦数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快;反之则减⼩。
若体积不变，加压(加⼊不参加此化学反应的⽓体)反应速率就不变。
因为浓度不变，单位体积内活化分⼦数就不变。
但在体积不变的情况下，加⼊反应物，同样是加压，增加反应物浓度，速率也会增加。
若体积可变，恒压(加⼊不参加此化学反应的⽓体)反应速率就减⼩。
因为体积增⼤，反应物的物质的量不变，反应物的浓度减⼩，单位体积内活化分⼦数就减⼩。
化学反应速率 大学化学
一般化学反应的Ea约在60~250kJ · mol-1之间 活化能可以理解为反应物分子在反应时所 必须克服的一个“能垒”。 当分子靠得很近时， 价电子云之间存在着 强烈的静电排斥力。 只有能量足够高的分 子，才能克服它们价
浓度对化学反应速率的影响
一、基元反应和非基元反应
基元反应：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 SO2Cl2 CO + NO2 SO2 + Cl2 NO + CO2
以上两式相除得： 该反应的速率方程为：
β ＝2
v k cA c
B
将任一组实验数据代入上式，可求出速 率常数。 k＝1.2×10-2 L2·mol-2·s-1
二、过渡状态理论（Eyring）
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状态，形成活化 配合物。 活化配合物极不稳定,一经形成便会分 解，或分解为反应物，或分解为生成物 化学反应的反应速率由活化配合物的分 解速率决定
反应过程可表示为：
＊ 活化配合物能量高,极不稳定.一经形成 便会分解，或分解为生成物；也可以变成原 来的反应物。
因此，活化配合物是一种过渡状态。 ＊ 反应速率决定于活化配合物的浓度; 活化配
合物分解成产物的几率和分解成产物的速率。
活化配合物所具有的最低势能和反应物分子的平 均势能之差叫活化能。 +
,
O
+
C 系 统 能 量 O N
活化能:通常把活化分子具有的最低能量 (Ec)与反应物分子的平均能量之差 Ea ： KJ•mol-1
分 子 百 分 数
T1
Ea= E活(最低)- E(平)
大学实验化学 化学反应速率
大学实验化学 化学反应速率 难题解析 [TOP]例7-1 HNO 2分解反应机理如下，求总反应的速率方程表示式。
分析 复合反应的每一步都是元反应，反应的速率方程由速率控制步骤决定。
解 )2(HNO O)2(H )2(NO (NO)21c c c c k = ， )2(N O )4O 2(N 22c c k = =)O 2H ()NO ()2HNO ()NO ()2HNO (212123c c c k c c k k k ⨯ v =)O 2H ()NO ()2HNO (222123c c c k k k 例 7-2 证明一级反应完成99.9%所需要的时间近似为半衰期的10倍。
解 t 1/2 = 0.693/ k例 7-3 根据如下的气相反应相关数据T (K) 600 645k (L 2·mol -2m·in -1) 6.62⨯ 105 6.81⨯ 105k’ (L·mol -1·min -1) 8.40 40.8求：（1）两个温度下的平衡常数。
（2）正向反应和逆向反应的活化能。
解 （1）600K 时，451088.740.81062.6'⨯=⨯==k k K 640K 时，451067.18.401081.6'⨯=⨯==k k K （2）正反应的活化 121221ln )(k k T T T RT E a -= = 51062.651081.6ln K )600645(K 645K 600K mol J 314.811⨯⨯-⨯⨯⋅⋅-- =2.02 kJ ·mol -1 逆反应的活化能 122112'''ln )(k k T T T T R E a -= =40.88.40ln K )600645(K 645K 600K mol J 314.811-⨯⨯⋅⋅--=113.0 kJ ·mol -1学生自测题 [TOP] 判断题 选择题 填空题 问答题 计算题一、判断题（对的打√，错的打×）1．化学反应速率常数k A 与反应物的浓度有关。
大学化学基础 第8章 化学动力学1
由实验确定反应速率方程的 简单方法—初始速率法
k 例如：2NOg 2H2 g 1073 N2 g 2H2Og 反应的有关实验数据如下：
1 1 1 -1 /( mol L s ) c H /( mol L ) cNO /(mol L ) Ê Ô é Ñ ± à Å º 2
反应的可能性足够大, 只是反应速率不够快, 不能在尾气管 中完成, 以致散到大气中, 造成污染. 若能寻找催化剂, 使上 述反应达足够快的速率, 是不小的成就. 有些反应, 如橡胶 的老化, 人们又常常希望它慢一些. 所以研究速率理论是完全必要的。
反应机理：化学反应过程中经历的真 实反应步骤的集合。 基元反应：由反应物一步生成生成物 的反应，没有可用宏观实验方法检测到的 中间产物。 意义：通过实验一旦证实某一有确定 反应物和生成物的反应为基元反应,就可以 根据化学反应计量方程式直接写出其速率 方程式。 500K NOg O3 g T NO 2 g O 2 g 为元反应
例题：一氧化氮被还原为氮气和水： 2NO(g) 2H2 (g) N2 (g) 2H2O(g) 根据光谱学研究提出的反应机理是： k1 ① 2 NO k N 2 O 2 (快, 平衡) -1 k2 ②N2O2 H2 N2O H2O (慢) k1 ③N2O H2 2N2 H2O (快)
3.5910 3.60104 3.6210 3.61104
4
3.68104
N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是 恒定的，即反应速率υ与c(N2O5)成正比。 可见： r kc(N 2O5 )
对于一般的化学反应：
aA bB yY zZ
r = k[A]α[B]β
α,β—反应级数：若α=1，A为一级反应； β=2， B为二级反应，则α+β=3，总反应级数为3。α，β必 须通过实验确定其值。通常α≠a,β≠b。 k —反应速率系数：k是有单位的量，k 不随浓度 而变，但受温度的影响，通常温度升高， k 增大。
大学化学2.2 影响化学反应速率的因素
质量作用定律只适用于基元反应。对 于复杂反应，质量作用定律只适用于复杂 反应的每一步基元反应，因此，不能根据 复杂反应的总反应式直接书写速率方程。
8
如复杂反应： 2NO 2H2 N2 2H2O 实验测得其反应速率为： k c2 (NO) c(H2 )
而不是 k c2 (NO) c2 (H2 )
例如：测得
2N2O5(CCl4) N2O4(CCl4) O2(g)不同温度下的k值
T/K 293.15 298.15 303.15 308.15 313.15 318.15
k / s1
0.235104 0.469104 0.933104 1.82104 3.6 2 1 04 6.29104
13
(1)
x=kt
c0 c kt
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱc-t 或x-t成线性关系。
(2) k的单位：molL-1s-1或molL-1min-1。
(3)
t0.5
c0 c k
c0
1 2
c0
k
c0 2k
半衰期与浓度成正比。
14
反应速率与反应物浓度的一次方成正
比的反应。
如：226 88
Ra
222 86
(2)H2(g) Cl2(g) 2HCl(g)
1
2 k2 c(H2 ) c 2 (Cl2 ) 3/2级反应 12
3.零级反应和一级反应
零级反应
t=0 t=t
AB
c0 0 cx
dc dx k dt dt
积分得： x=kt c0 c kt
c-t 或x-t成线性关系。
第2章 化学反应速率