化学反应速率 化学反应速率理论.ppt

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1、3.1化学反应速率3.3.1反应速率与浓度的关系3.3.1.1反应速率的表示方法（1）化学反应速率a.反应速率定义1.传统的定义反应速率是指在一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转化为生成物的速率，对于均匀体系的恒容反应，习惯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，而且习惯取正值。浓度常用mol.L-1，时间常用s，min，h，d，y.反应速率又分为平均速率和瞬间速率两种表示方法.●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率平均速率2.40.4起始浓度/mol·L-12.03.00.02s末浓度/mol·L-11.8Example1Question1反应2W+XY+Z哪种速

2、率表达式是正确的？tWctZctYctZctWctXctYctXcd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(dd)(d.d.cb.a.-==-==第二节反应速率理论2.2.1分子碰撞理论只有具有足够能量的反应物分子的碰撞才有可能发生反应。这种能够发生反应的碰撞叫有效碰撞。发生反应的有效碰撞的分子，还必须沿着特定的方向碰撞。那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子称为活化分子，要使普通分子成为活化分子所需最小能量称为活化能。2.2.反应速率理论（1）.活化分子（2）.活化能分子发生有效碰撞所必须具有的最低能量若以Ec表示，则具有等于或超过Ec能量的分子称为活化分子，能量低于Ec

3、的分子称为非活化分子或者普通分子。活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能:活化能(1.3.2)每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在60～250kJ·mol-1之间。反应的活化能越小，反应速率越大。一般认为Ea小于63kJ·mol-1的反应为快速反应。OCONO3.3.2.过渡态理论具有足够能量的分子彼此以适当的空间取向相互靠近到一定程度时，会引起分子或原子内部结构的连续性变化，使原来以化学键结合的原子间的距离变长，而没有结合的原子间的距离变短，形成了过渡态的构型，称为活化络合物。例如：活化络合物(过渡态)反应物(始态)生成物(终态)OCNOO+O

4、CONO+ON+COOONOCONO+OCOEa(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEacEIEIIEIEIIA+BCAB+CEa1abcEa2rHmθ反应途径的能量变化反应历程能量Ea2：逆反应活化能Ea1：正反应活化能rHmθ=Ea1Ea2A···B···C活化配合物OEⅠ－反应物(始态)势能EⅡ－生成物(终态)势能正反应的活化能Ea(正)=Eac-E(Ⅰ)逆反应的活化能Ea(逆)=Eac-E(Ⅱ)ΔrHm=E(Ⅱ)-E(Ⅰ)=[Eac-Ea(逆)]-[Eac-Ea(正)]ΔrHm=Ea(正)-Ea(逆)Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm＜0，为放热反应；Ea(正)＞Ea(逆)，Δ

5、rHm＞0，为吸热反应。3.3.3催化剂与反应速率的关系催化剂:一些能显著改变化学反应速率，而在反应前后其自身的组成、质量和化学性质基本保持不变的物质.催化剂与反应物之间形成一种能量较低的活化配合物，改变了反应的途径。无催化活化配合物Ea无催化反应历程能量催化活化配合物Ea催化反应物生成物催化剂改变反应途径示意图O例如：反应2H2O2(aq)→2H2O(l)+O2(g)无催化剂时，反应的活化能为75.3kJmol1；用I做催化剂时，反应的活化能为56.5kJmol1；若使用过氧化氢酶，更能把反应速率提高到1023倍以上。催化剂能缩短平衡到达的时间，但不能改变平衡状态，反应的平衡

6、常数不受影响。催化剂不能启动热力学证明不能进行的反应（即rGm0的反应）。催化剂有均相催化和多相催化1.均相催化：催化剂与反应物种在同一相中的催化反应。没有催化剂存在时，过氧化氢的分解反应为：加入催化剂Br2，可以加快H2O2分解，分解反应的机理是：第一步第二步总反应：催化剂对反应活化能的影响2.多相催化：催化剂与反应物种不属于同一物相的催化反应。汽车尾气(NO和CO)的催化转化：反应在固相催化剂表面的活性中心上进行，催化剂分散在陶瓷载体上，其表面积很大，活性中心足够多，尾气可与催化剂充分接触。酶催化：以酶为催化剂的反应。特点：①高效②高选择性③条件温和3.酶催化催化剂的重要性从右图

7、来看出，加入催化剂后，正反应活化能降低的值与逆反应括化能降低的值是相等的。这表明，催化剂对正、逆反应的作用是同等的，它只加快反应速率，而不影响化学平衡，不改变反应方向。催化剂还具有选择性，某一种催化剂往往只对某一种反应起催化作用，而不能催化其它反应。有催化与天催化的反应活化能比较需要注意以下特点：催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率，但不能改变反应的焓变(rHm)、方向和限度在反应速率方程中，催化剂对反应速率的影响体现在反应速