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第三部分化学反应速率和化学平衡Chapter 3 Chemical Reaction Rate and Chemical Equilibrium
第一节   化学反应速率及其表示方法
第二节反应速率理论简介第三节影响化学反应速率的因素第四节化学平衡
学习要求及内容:
掌握化学反应速率的表示方法,质量作用定律和化学反应速率方程式,掌握阿累尼乌斯经验式,学会用活化能、活化分子的概念来解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。掌握化学平衡的概念及影响因素并计算。
就化学研究而言,一个化学反应能否被利用,需要考虑三个问题,
第一是反应能否发生,这是化学热力学问题;
第二是反应进行的速率,这是化学动力学的问题,对于有益的化学反应,需要提高反应速率,节省反应时间,提高经济效益。对于不利的化学反应或者我们不需要的化学反应,要采取措施减慢反应速率;
第三是反应的产率问题,即化学平衡的问题,对于我们需要的反应,应尽可能多的使反应物转化为生成物,提高原材料的利用率,降低成本。
第一节      化学反应速率及表示方法(Chemical Reaction Rate and Expression Method)
化学反应速率是指在一定条件下,反应物转变为生成物的速率。化学反应速率经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。浓度一般用mol·m-3、mol·L-1,时间用s,min或h来表示,因此,反应速率单位一般为mol·m-3·s-1、mol·L-1·s-1。
上述反应速率为该反应在一段时间内的平均速率,实验证明,几乎所有化学反应的速率都随反应时间的变化而不断变化。一般来说,反应刚开始时速率较快,随着反应的进行,反应物浓度逐渐减少,反应速率不断减慢。因此有必要应用瞬时速率的概念精确表示化学反应在某一指定时刻的速度。
用做图的方法可以求出反应的瞬时速率。根据实际数据作C—t曲线,曲线上某一点的斜率(求微分)即该瞬时的反应速率。
aA++dD
由于瞬时速率真正反应了某时刻化学反应进行的快慢,所以比平均速度更重要,有着更广泛的应用。故以后提到反应速率,一般指瞬时速率。
第二节反应速率理论简介(Brief Introduction of Chemical Reaction Rate Theory)
一、化学反应的碰撞理论
早在1918年,路易斯(Lewis)运用气体分子运动的理论成果,对气相双分子反应提出了反应速率的碰撞理论。其理论要点为:
(一)发生化学反应的先决条件是反应物分子间必须相互碰撞。众多的碰撞中,大多数碰撞并不引起反应,只有极少数碰撞是有效的。
(二)碰撞理论认为,只有活化分子间的碰撞才可能发生化学反应。碰撞中发生化学反应的分子首先必须具备足够的能量,才有可能使旧的化学键断裂,形成新的化学键,即发生化学反应。我们把具有足够能量的分子称为活化分子。活化分子具有的最低能量Ea称为活化能。
活化分子在全部分子中所占比例及活化分子碰撞次数占碰撞总数的比率符合马克斯韦尔——波耳兹曼分布:
=
﹙三﹚只有当活化分子采取合适的取向进行碰撞时,化学反应才能发生。这种活化分子间能引起化学反应的碰撞称为有效碰撞。
不足:碰撞理论只是简单地将反应物分子看成没有内部结构的刚性球体,所以该理论存在有一些缺陷,特别是无法揭示活化能Ea的真正本质。对于涉及结构复杂分子的反应,这个理论适应性则较差。