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第七章化学反应速率
本章主要内容及要求:
。
:碰撞理论、过渡状态理论。
、复杂反应、反应级数、反应分子数的概念。
。
、温度及催化剂对反应速率的影响。
,并能用活化分子、活化能等概念解释浓度、温度、催化剂等外界因素对反应速率的影响。
§7-1 化学反应速率的定义及其表示方法
1-1 化学反应速率的概念
是指一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。
对于均匀体系的恒容(V不变)反应,习惯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,而且习取正值。浓度单位通常用mol·L-1,时间单位视反应快慢,可分别用秒(s)、分(min)或小时(h)等表示。这样,化学反应速率的单位可为mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1。
例如:2N2O5=4NO2+O2
从表7-1数据可知,不同时间间隔里,反应的不同且三个式子都表示同一化学反应的速率,但采用不同物质的浓度变化来表示时,其数值不一定相同,但它们之间有内在联系: (每消耗2mol N2O5就产生4mol NO2和1mol O2)  以上所讨论的反应速率都是某一段时间内的平均反应速率,当时, 则可表示某一时刻的化学反应速率,。
显然,在这里用三种物质表示的速率之比是2:4:1,它们之间的比值为反应方程式中相应物质化学式前的系数比。 对于一般反应: aA + bB = dD + eE 可表示为:  = -ΔCA/aΔt = -ΔCB/bΔt  =ΔCD/dΔt = ΔCE/eΔt
2-2 反应速率的表示:①某一时刻的反应速率、瞬时速率②平均速率③用反应中的任何物质表示反应速率,数值上都是一样的;④瞬时速率的测定可以由作图法得到:以c-t作图,得一曲线,要求某一时刻c的瞬间反应速率,在c点作曲线的切线,切线的斜率即为瞬间反应速率。
§7-2 反应速率理论简介2-1 碰撞理论 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。但是反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。活化分子:是指一些动能特大,且能发生有效碰撞的分子.活化能( Ea ):活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差,即: Ea = 活化分子Ea* - 普通分子E  一般化学反应的活化能约在40~-1之间。在一定温度下,反应时活化能(Ea)越大,活化分子所占的百分数越小,反应速度越慢。反之Ea 越小,活化分子所占的百分数越大,反应速度越快。
2-2 过渡状态理论 过渡状态理论认为:化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的,而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态,即首先形成一种活性集团(活化配合物)  反应物活化配合物(过渡状态) 生成物
例如:在下列反应中 A + BC → AB + C 反应过程中随着A,B,C三原子相对位置的改变形成活化配合物(A…B…C)‡(过渡状态): A + BC →(A…B…C)‡→ AB + C
§7-3 影响化学反应速率的因素3-1 浓度对化学反应速率的影响 恒T条件下,V主要决定于反应物浓度,反应物浓度越大,V越快,这个现象可用碰撞理论来解释: 在恒T条件下,对某一化学反应来说,,单位体积的活化分子数目增多,反应物分子有效碰撞的频率增大,V增大。: 对于简单反应,反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。:可由质量作用定律描述