无机化学大连理工第五版第三章.ppt

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1、3.1 化学反应速率的概念,第三章 化学动力学基础,3.5 催化剂与催化作用,3.4 反应速率理论和反应机理简介,3.3 温度对反应速率的影响 Arrhenius方程,3.2 浓度对反应速率的影响 速率方程,3.1 化学反应速率的概念,平均速率和瞬时速率,定容反应速率,平均速率和瞬时速率,1.平均速率,某一有限时间间隔内浓度的变化量。,40，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率,N2O5(CCl4)2NO2(CCl4)+1/2O2(g),t1=0 s c1(N2O5)=0.200 molL-1,t2=300 s c2(N2O5)=0.180 molL-1,时间间隔t趋于无限小时的平均速率的

2、极限。,2.瞬时速率,经过A点切线斜率的负数为2700s时刻的瞬时速率。,A点切线的斜率=,t1=0 s c1(N2O5)=0.144 molL-1,t2=5580 s c2(N2O5)=0 molL-1,定容反应速率,r定容条件下的反应速率(molL-1s-1),对于一般的化学反应：,对于定容的气相反应：,溶液中的化学反应：,3.2 浓度对反应速率的影响 速率方程,化学反应速率方程,浓度与时间的定量关系,由实验确定反应速率方程的 简单方法初始速率法,40，CCl4中N2O5分解反应的r:c(N2O5),3.2.1 化学反应速率方程,N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，即反应速率r

3、与c(N2O5)成正比。,可见：,对于一般的化学反应：,反应级数：若=1，A为一级反应；=2，B为二级反应，则+=3，总反应级数为3。，必须通过实验确定其值。通常a,b。k 反应速率系数：零级反应 molL-1 s-1；一级反应 s-1；二级反应(molL-1)-1 s-1。k 不随浓度而变，但受温度的影响，通常温度升高，k 增大。,例如：,反应的有关实验数据如下：,3.2.2 由实验确定反应速率方程的 简单方法初始速率法,该反应的速率方程：,对NO而言是二级反应，对H2而言是一级反应。试问如何求出反应速率系数？,亦可写为：,浓度与时间的定量关系,lnc-t 关系应为直线,当反应物A的转化率为

4、50%时所需的反应时间称为半衰期，用 表示。,对于一级反应,其半衰期为：,半衰期：,ln,ln,零级、一级、二级反应的速率方程总结：,*仅适用于只有一种反应物的二级反应。,3.3.1 Arrhenius方程,3.3 温度对反应速率的影响 Arrhenius方程,3.3.3 对Arrhenius方程的进一步分析,3.3.2 Arrhenius方程的应用,影响反应速率的因素有：k和cB,k与温度有关，T增大，一般k也增大，但kT不是线性关系。,反应速率方程,3.3.1 Arrhenius方程,Arrhenius方程：,（指数形式）,k0指前参量Ea实验活化能，单位为kJmol-1。,k-T 关系图

5、：,由Arrhenius方程可定义Ea：,显然lnk1/T为直线关系，,直线的截距为lnk0。,直线的斜率为，,1.已知T1k1，T2k2，求Ea,通常活化能的数值在40 400 kJmol-1 之间，多数为60250 kJmol-1。,两式相减，整理得到：,3.3.2 Arrhenius方程的应用,2.由Ea计算反应速率系数,例题：N2O5(g)2NO2(g)+1/2O2(g),已知：T1=298.15K,k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K,k2=6.2910-4s-1,求：Ea及338.15K时的k3。,2.温度升高，k增大，一般反应温度每升高10，k将增大210倍；,3

6、.3.3 对Arrhenius方程的进一步分析,1.在，Ea处于方程的指数项中，对k有显著影响，在室温下，Ea每增加4kJmol-1，k值降低约80%；,4.对不同反应，升高相同温度，Ea大的反应 k 增大的倍数多，因此升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用。,3.根据 对同一反应，升高一定温度，在高温区值增加较少，因此对于原本反应温度不高的反应,可采用升温的方法提高反应速率；,3.4.1 碰撞理论,3.4 反应速率理论和反应机理简介,3.4.4 反应机理与元反应,3.4.3 活化能与反应速率,3.4.2 活化络合物理论,以气体分子运动论为基础，主要用于气相双分子反应。,例如：反应,发生反应的

7、两个基本前提：,发生碰撞的分子应有足够高的能量,碰撞的几何方位要适当,3.4.1 碰撞理论,能够发生反应的碰撞为有效碰撞。能够发生有效碰撞的分子为活化分子。,气体分子的能量分布和活化能,以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态叫过渡态。,例如反应：,3.4.2 活化络合物理论(过渡态理论),化学反应过程中能量变化曲线,E()反应物(始态)势能E()生成物(终态)势能,正反应的活化能 Ea(正)=Eac-E()逆反应的活化能 Ea(逆)=Eac-E(),rHm=E()-E()=Eac-Ea(逆)-Eac-Ea(正),r

8、Hm=Ea(正)-Ea(逆),Ea(正)Ea(逆)，rHm 0，为放热反应；Ea(正)Ea(逆)，rHm 0，为吸热反应。,Arrhenius活化能：由普通分子转化为活化分子所需要的能量。,3.4.3 活化能与反应速率,Tolman活化能：,对于气相双分子简单反应，碰撞理论已推算出：Ea=Ec+1/2RTEc。常把Ea看作在一定温度范围内不受温度的影响。,温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多,反应速率增大。,浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时,浓度增大,分子总数增加，活化分子数随之增多,反应速率增大。,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元反应,就可以根

9、据化学反应计量方程式直接写出其速率方程式。,反应机理：化学反应过程中经历的真实反应步骤的集合。,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。,则,为元反应,3.4.4 反应机理与元反应,例如：,复合反应：由两个或两个以上的反应组合而成的总反应。在复合反应中,可用实验检测到中间产物的存在,但它被后面的一步或几步反应消耗掉,因而不出现在总反应方程式中。,如：,为由下列两步组成的复合反应,(慢),(快),中间产物NO3可被光谱检测到，但是没有从混合物中分离出来。,控制步骤的速率方程式：,反应机理的研究是一个十分复杂而艰难的任务。意义：若清楚反应是如何进行的，则可以有效

10、控制反应的快慢，以获得期望产物。一般的过程是：采用分子光谱等研究手段检测反应过程中的中间产物，据此推断反应历程，再以实验获得的速率方程验证。一个合理的反应机理应满足：,全部元反应的加和应为化学计量反应方程式,由反应机理得出的速率方程应与实验所得一致,例题：一氧化氮被还原为氮气和水：,根据光谱学研究提出的反应机理是：,依据这一反应机理推断其速率方程式，并确定相关物种的反应级数。,解：按照速率控制步骤(最慢的一步),是中间产物，根据第一步的快速平衡，,该反应对NO是二级反应，对H2是一级反应。,代入,则,3.5.1 催化剂和催化作用的基本特征,3.5 催化剂与催化作用,3.5.3 酶催化,3.5.

11、2 均相催化与多相催化,催化剂：存在少量就能加快反应而本身最后并无损耗的物质。,3.5.1 催化剂和催化作用的基本特征,催化作用的特点：,只能对热力学上可能发生的反应起作用。,通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间。,只有在特定的条件下催化剂才能表现活性。,催化剂有选择性，选择不同的催化剂会有 利于不同种产物的生成。,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：,3.5.2 均相催化与多相催化,催化剂对反应活化能的影响,实验结果表明，催化剂参与的分解反应，改变了

12、反应机理，降低了反应活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大。,活化能降低使活化分子分数增加,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：高效 高选择性 条件温和,3.5.3 酶催化,第三章 化学动力学基础小结,教学内容:化学反应速率的概念；浓度对反映速率的影响；温度对反映速率的影响；反应速率理论和反应机理简介；催化剂与催化作用。教学要求:理解平均速率、瞬时速率、速率方程、活化能、活化分子等概念；掌握质量作用定律、Arrhennius方程式、碰撞理论、活化络和物理论；了解催化作用基本原理。重点:（1）速率方程、Arrhennius方程式、（2）活化分子、活化能、活化分子分数等概念，用这些概念解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。难点：活化分子、活化能、活化分子分数等概念。,