最新大学化学-化学反应速率
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。
大学化学 反应速率
催化剂毒物 如CO可使合成氨铁催化剂中 毒
）
汽车尾气净化催化剂
多孔陶瓷为载体 Pt、Pd、Ru为主催化剂 CeO2为助催化剂 少量的铅即可使其中毒， 从而失去催化活性。因此， 安装这种尾气净化催化剂 的汽车是不能够使用含铅 汽油的。
汽车尾气净化催化剂
塑料中各种防老化剂大多属于负催化剂。
） 催化剂作用机理：
a.质量作用定律适用于所有的元反应；部分地适用于 非元反应 对于元反应： v=k{c(A)}a{c(B)}b n=a+b 对于非元反应： v=k{c(A)}x{c(B)}y n=x+y b.速率方程中各反应物浓度项上的指数称为该反应物 的级数。 c.反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零，有 的反应无法用简单的数字来表示级数。 d.对于复合反应，其反应级数是由实验测定的。
）
形式之二：
Ea ln k ln A RT
ln k ~
1 为直线关系，斜率为 Ea ，截距为lnA T R
ln{k }
若已知T1, k1, T2, k2, 可求出Ea
形式之三： O
求出Ea 后, 可用内插法或外推法求算 指定温度下的k值.
(b)
K/ T
）
关于Arrhenius公式的几点说明： a. 此公式至今仍是动力学中求Ea 的主要方法。
改变反应途径，从而降低了活化能，增加反应速率。 以 为例
）
催化和非催化反应活化能数值比较
反应 Ea（非催化） /kJ· mol-1 催化剂 Ea（催化） /kJ· mol-1
2HI
H2+I2
184.1
Au
Pt W 326.4 Fe
104.6
58.58 163.2 159-176
3 化学反应速率(大学化学)
2 半衰期 当反应物A 的转化率为50%时所需的反应时间称为 半衰期，用t1/ 2表示。与浓度无关。
对于一级反应,其半衰期为:
c c k ln kt 或 lg t c0 c0 2.30
【例】某药物的分解反应为一级反应，在体温37℃时， 反应速率常数为0.46h－1。若复用该药物0.16g，问该 药在胃中停留多长时间方可分解90％？ 解：根据
催化剂改变反应速率的作用就是催化作用。 加快反应速率的催化剂称为正催化剂。
而减慢反应速率的则称为负催化剂或阻化剂。 若不特别说明，所提到的催化剂均指正催化剂。
2 催化剂的特点
（1）催化剂参与反
应，改变反应的历程， 降低反应的 活化能。
（2）只能对热力学上可能发生的 反应起作用 （3）催化剂不改变反应体系的热 力学状态，不影响化学平衡与反 应的反应热。 （4）催化剂具有一定的选择性 （5）某些杂质对催化剂的性能有 很大的影响
即等于反应式相应物质分子式前的系数比
υ(N2O5L ):υ(NO2):υ(O2)=2:4:1 开始浓度/(mol· -1) 2.10 0 0 100秒浓度/(mol· -1) 1.95 L 0.30 0.075
2N2O5 → 4NO2 + O2
一般的化学反应： aA + bB = gG + dD 化学反应速率为：
1 van’t Hoff规则
范特霍夫(Van’t Hoff)由实验总结出：反应体系的温度 每升高10K, 化学反应速率将增大到原来的2～4倍。
kT 10 kT n10 kT kT
n
式中γ 为温度系数 ，一般为2～4。kT , kT+10 , kT+n · 分别 10 10)K 时的反应速率常数。 是TK , (T+10)K 和 (T+n·
大学4化学反应速率
多相（非均相）催化——气态或液态 反应物与固态催化剂在两相界面上进行的 催化反应。
多相催化与吸附作用有关，吸附在催 化剂表面的反应物分子发生变形，化学键 削弱，被吸附分子的活泼性增加，容易发 生反应。反应历程至少包括反应物在催化 剂表面上的化学吸附、吸附中间物的转化 (表面反应)和产物脱附三个连续步骤。
B. 无法肯定是否基元反应 C. 对A 是一级反应 2
2. 298K时某反应的rHm= 92kJ∙mol-1 , 若升 高温度, 则 r正 , r逆 。
增大
增大
3. 某反应服从速率定律，速率常数为120 mol.dm-3.s-1，则该反应的级数为 零级 。
4. NO2二聚反应的速率方程为v=k c2(NO2) ， 会使速率常数发生变化的条件是（ ） A. 将体系总压加倍 B. 在反应混合物中加O2 C. 在反应混合物中加过量NO2 D. 在CCl4溶液中而不是在气相中反应
有 效 碰 撞 频 率 -Ea / RT 能量因子 f e 总碰撞频率
（3）分子碰撞时必须处于有利方位才能 发生有效碰撞。
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 e kc( A)c(B)
Ea / RT
4-1
反应速率的定义
化学反应速率是指在一定条件下反应物转化为 生成物的速率，通常用单位时间内反应物浓度的减 小或生成物浓度的增加来表示。
速率：没有方向，都为正值
1. 平均速率
c r t
反应 a A + b B ═ g G + h H
1 c( A) 1 c(B) 1 c(G ) 1 c( H) r a t b t g t h t
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。
大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法
大学化学易考知识点化学反应速率的计算方法大学化学易考知识点：化学反应速率的计算方法化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量，也是研究化学反应机理和反应动力学的重要参数之一。
正确地计算化学反应速率不仅对于理论研究有着重要意义，对于工业生产和日常生活中的化学实验也有着实际应用价值。
本文将介绍化学反应速率的计算方法，帮助读者更好地理解和掌握这一知识点。
1. 反应物消耗速率法反应物消耗速率法是一种直接测量化学反应速率的方法。
它通过观察反应物消失的速度来计算反应速率。
在此方法中，我们需要选择一种反应物并测量其消耗的速率，然后根据化学方程式中反应物的摩尔比例关系计算其他反应物的消耗速率。
具体计算公式如下：速率= Δ[c] / Δt其中，Δ[c]表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
2. 产物生成速率法产物生成速率法是一种通过观察产物生成的速度来计算反应速率的方法。
在此方法中，我们需要选择一种产物并测量其生成的速率，然后根据化学方程式中产物的摩尔比例关系计算其他产物的生成速率。
具体计算公式如下：速率= Δ[d] / Δt其中，Δ[d]表示产物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
3. 初始速率法初始速率法是一种通过研究反应在初始时刻的速率来计算整个反应速率的方法。
在此方法中，我们需要在不同条件下进行多次实验，测量反应在各个条件下的初始速率，然后根据实验结果推导出反应速率与反应物浓度之间的关系。
具体计算公式如下：速率 = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m 和n为反应物A和B的反应级数。
4. 定量分析法定量分析法是一种通过定量分析反应物或产物的浓度变化来计算反应速率的方法。
在此方法中，我们可以使用酸碱滴定法、氧化还原滴定法、分光光度法等技术方法来测定反应物或产物的浓度变化，并据此计算反应速率。
需要注意的是，化学反应速率的计算方法取决于具体的反应类型和实验条件。
大学化学之化学反应的速率
=
DnB nB
=
DnG nG
=
DnH nH
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d = nB–1dnB
转化速率 (J)：由反应进度 () 定义的化学反应速率
d
J = dt
IUPAC 所推荐的反应速率 (u)：
u (mol·m–3·s–1) =
J V
=
1 V
·ddt
u
(mol·m–3·s–1)
=
1 nB
·V1
·ddntB
=–
D[N2O5] Dt
t = 100s = 1.510–3mol·dm–3·s–1
u(NO2) = D[NO2] Dt
u(O2) = D[O2] Dt
= 3.010–3mol·dm–3·s–1 = 0.7510–3mol·dm–3·s–1
– 1 ·D[N2O5] = 1 ·D[NO2] = 1 · D[O2]
Cl2(g) + M 2Cl(g) + M Cl(g) + H2(g) HCl(g) + H(g) H(g) + Cl2(g) HCl(g) + Cl(g) Cl(g) + Cl(g) + M Cl2(g) + M
2021/10/19
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)
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Ea
f = e RT
能量因子(f) : 能量满足要求的碰撞占总碰撞次数 的分数。
活化能(Ea): 能发生有效碰撞的活化分子组所具有 的最低能量的NA倍 (NA:阿佛加德罗常数)。
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(2) 瞬时速率 瞬时速率：某一时刻的反应速率。 即时间间隔 Dt 趋于无限小时的平均速率的极限。
第三章化学反应速率_大学化学
。通常将它定义为：单位体积的反应系统中，反应进度 随时间的变化率，用符号表示。对于反应
aA + fF ＝ gG + dD （3.1）
化学反应速率的定义式为：
=
1 d V dt
式中V为系统的体积， 按（2.8）式：
L · s 。 v 的单位常用mol·
加快2～4倍。
kT 10 K 24 kT
1．阿仑尼乌斯公式
阿仑尼乌斯根据实验，提出反应速率与温度的定量关
系：
k＝Ae-Ea/RT
式中的A是指前因子；Ea叫做反应的活化能，单位是 kJ· mol-1。A与Ea都是反应的特性常数，当反应的温度区间 变化不大时，其值不随温度而改变，均可由实验求得。
活化能越高，活化分子数越少，反应速率越慢。活化能的大小取
决于反应物的本性，它是决定化学反应速率的内在因素。 活化能小于40kJ· mol-1反应，其反应速率非常大，反应可瞬间完 成；活化能大于400kJ· mol-1的反应，其反应速率非常小。前面提到的 汽车尾气NO治理反应活化能611kJ· mol-1，因此看不到该反应的进行。
Ea和A 是两个非常重要的动力学参量。由于Ea在指数
位置，所以它对k 的影响很大。 微分形式：
d ln k Ea 2 dt RT Ea Ea 积分形式 ln k2 ln A ln k1 ln A RT2 RT1 k2 Ea 1 1 ln ( ) k1 R T1 T2
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。
大学化学化学反应速率
（5-1）
式中：v为反应速率；k为速率常数； c为浓度；
a和b分别为反应物A和B浓度的指数；
（a+b）称为该反应的反应级数；
基元反应的化学反应速率与各反应物的浓度以其计量数为指 数的幂的连乘积成正比，这就是基元反应的质量作用定律。
◆ 把反应物浓度同反应速率定量地联系起来的数
学表达式称为速率方程。
◆ 反应的速率方程一般不能简单地从反应的计量
（3）活化络合物极不稳定，可以分解为产物，也可以分 解为反应物，反应速率取决于活化络合物的浓度及其分 解频率。正逆反应活化能之差为反应的摩尔焓变。
化学反应速率（rate of chemical reaction）
在一个特定的反应中，反应物或生成物的浓度随 时间的变化率，具有“浓度·时间-1”的量纲，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。其单位是mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1或 mol·L-1·h-1。
温度能显著地影响反应速率，绝大多数化学反应，无论是放热 反应还是吸热反应，其反应速率都随温度的升高而增大。
T2＞T1
温度升高，活 化分子百分数 增大，有效碰 撞的百分数增 加，使反应速 率大大加快。
阿仑尼乌斯
Svante August Arrhenius 1859~1927
温度对反应速率的影 响主要体现在对速率 常数k的影响上。1889 年瑞典物理化学家阿 仑尼乌斯总结了大量 实验事实，提出一个 较为精确的描述反应 速率与温度关系的经 验公式。
例如：消除汽车尾气的污染，可采用如下的反应
CO(g)
NO(g)
CO 2 (g)
1 2
N
2
(g)；
rG
m
大学化学教案：化学反应速率与平衡
大学化学教案：化学反应速率与平衡介绍大学化学是一门关于物质的结构、性质及变化的学科，涵盖了广泛的内容，包括化学反应速率与平衡。
化学反应速率与平衡是研究化学反应如何进行以及何时停止的关键概念。
理解这些概念对于掌握化学原理以及应用化学知识至关重要。
本教案将介绍化学反应速率与平衡的基本概念、计算方法以及实际应用。
1. 反应速率和平衡的概念1.1 反应速率化学反应速率是指在单位时间内发生的反应物消失量或产物生成量的变化率。
对于一个化学反应：aA + bB → cC + dD其中，A、B为反应物，C、D为产物，a、b、c、d为化学反应的摩尔系数。
反应速率可以用反应物消失量或产物生成量的变化量与时间的比值来表示。
1.2 平衡化学反应在反应进行的过程中会逐渐达到平衡状态，即反应物与产物的浓度变化停止，但是反应仍在进行。
在平衡状态下，反应物与产物之间的速率相等，称为平衡速率。
平衡速率与平衡常数有关，平衡常数用于描述反应在平衡态下的相对浓度。
2. 反应速率的影响因素2.1 浓度反应物浓度的增加会导致反应速率的增加。
这是因为反应物浓度的增加会增加反应物分子之间的相互碰撞机会，从而增加反应速率。
2.2 温度温度的升高会导致反应速率的增加。
这是因为温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加分子碰撞的能量和频率，从而增加反应速率。
2.3 催化剂催化剂是能够改变化学反应速率的物质。
催化剂通过提供新的反应路径或降低活化能来加速反应速率。
催化剂不参与反应本身，因此在反应结束后可以被再次使用。
3. 反应速率的计算3.1 平均反应速率平均反应速率是通过测量反应物消失量或产物生成量在一定时间内的变化量来计算的。
平均反应速率可以通过以下公式计算：平均反应速率= Δ物质浓度/Δ时间3.2 瞬时反应速率瞬时反应速率是指在某一特定时刻的反应速率。
瞬时反应速率可以通过将两个接近的时间点的平均反应速率相除来计算。
4. 反应平衡的动力学描述4.1 改变平衡位置根据Le Chatelier原理，当外界条件发生变化时，反应会移动以减小这种影响。
大学化学教学课件-7化学反应速率
例题8-2
22
例： 已知60CO衰变的t1/2 = 5.26a，放射性60CO所产
生的γ射线广泛用于癌症治疗，放射性物质的强度以ci
（居里）表示。某医院购买一台20ci的钴源，在作用10 年后，还剩多少？
解：
t1/ 2
0.693 k
k0.6930.6930.13a 21 t1/2 5.2a6
N2O（g） Au N2（g）+ 1/2O2（g）
kc0N2O （为零级反应） 18
1、对于反应Cl2(g)+2NO(g) =2NOCl(g)（亚硝酰氯 ），实验 发现，如两反应物浓度都加倍，则反应速率增至8倍。该反 应的级数是 A. 0 B. 1 C.2 D.3 E. 1/2
2、已知A+2B= C，则其速率方程式为
A. υ = kcAcB2 B. υ= kcAcB C. υ = k cB2
D. υ=k c3
E. 无法确定
答：（1）D （2）E
19
二、浓度与时间的关系
（一）一级反应
一级反应是反应速率与反应物的一次方成正
比的反应。
设任一反应： aA
产物
则反应速率方程为：
c dc t
kdt
c0 c
（1）N2O5NO2 + NO3 （慢，速率控制步骤）
（2）NO3+ NO2 （3）NO + NO3
NO + NO2 + O2
（快）
2NO2
（快）
14
2.纯固态或纯液态反应物的浓度不写入速率方 程式。如：
C(s)+ O2(g)= CO2(g) υ = kc(O2) Hg(NO3)2 + Hg(l)= Hg2(NO3)2
大学化学课堂: 化学反应速率与平衡
大学化学课堂：化学反应速率与平衡引言大学化学课程是理工科学生不可或缺的一门基础课程。
在这门课程中，学生将学习关于化学的基本原理、实验技术和计算方法。
其中，化学反应速率与平衡是课程的核心内容之一。
本文将详细介绍化学反应速率与平衡的概念、影响因素、计算方法以及实际应用，帮助读者更好地理解这一重要的化学概念。
何为化学反应速率？化学反应速率是指单位时间内反应物浓度或生成物浓度的变化量。
通常，我们用"物质消失的速率"来表示反应速率。
例如，对于一个简单的化学反应A + B -> C，反应速率可以表示为反应物A或B消失的速率，或生成物C产生的速率。
反应速率可以通过实验方法或理论计算来确定。
一般来说，反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系，即反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响。
常见的影响因素包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物的物理状态。
下面将详细介绍每个因素的影响机制。
反应物浓度反应物浓度对反应速率有显著的影响。
根据速率定律，反应速率正比于反应物浓度的乘积。
换句话说，反应物浓度越高，反应速率越快。
这是因为较高的反应物浓度增加了分子间的碰撞频率，从而增加了反应发生的可能性。
实际操作中，我们可以通过改变反应物的浓度来调控反应速率。
温度温度是另一个重要的影响因素。
根据碰撞理论，温度升高会增加分子的平均动能和速度，从而增加了分子之间碰撞的能量和频率。
当反应物分子具有足够的能量时，反应将更容易发生。
因此，温度升高可以加快反应速率。
这也是为什么化学反应通常在高温下进行的原因之一。
催化剂催化剂是一种物质，它可以改变化学反应的速率，但它自身在反应过程中不被消耗。
催化剂通过提供新的反应路径或提供能量屏障降低的反应路径来影响反应速率。
催化剂可以增加反应物分子之间的有效碰撞，从而加速反应速率。
催化剂在化学工艺中有重要应用，可以提高反应速率，降低能量消耗。
大学化学教案：化学反应速率探究实验设计
大学化学教案：化学反应速率探究实验设计实验目的本实验旨在通过观察和记录化学反应速率随时间的变化，探究不同因素对于化学反应速率的影响，并进一步理解与应用速率方程等相关概念。
实验材料和仪器•试管•称量器具•加热装置•计时器•酸碱溶液（如硫酸、盐酸、氢氧化钠等）•指示剂（如溴甲酚绿、电子天平）实验步骤步骤一：设定实验组和对照组1.将试管标记为实验组和对照组。
2.实验组中加入待测酸碱溶液，对照组中加入相同浓度的酸碱溶液。
步骤二：记录初始质量并加入指示剂1.分别称取一定质量的固体酸碱物质并放入两个试管中。
2.在每个试管中添加适量的指示剂，以辅助观察颜色变化。
步骤三：控制变量并进行实验1.将实验组和对照组放入加热装置中，使其温度保持恒定。
2.同时开始计时器并记录下初始时间点。
3.在适当的时间间隔内，观察试管中的颜色变化，并记录相关数据。
步骤四：数据处理和分析1.根据实验结果画出酸碱溶液的浓度与反应速率之间的关系曲线图。
2.计算实验组与对照组中酸碱溶液的平均反应速率并进行比较。
3.探讨在不同因素（如温度、浓度、催化剂）下对于化学反应速率影响的规律。
预期结果通过本实验设计，预期可以观察到酸碱溶液颜色的变化，并能得出不同因素对于化学反应速率的影响。
例如，在高浓度条件下，反应速率更快；而添加催化剂会加速反应速率等。
基于数据处理及分析结果，能够得出相应结论并验证相应理论模型。
安全注意事项1.在操作过程中要佩戴实验室安全眼镜和手套。
2.实验结束后，将废弃物品按照指示进行正确处置。
3.长时间接触酸碱溶液可能对皮肤和眼睛造成刺激，如不慎接触，请立即用大量清水冲洗并就医。
经过以上的实验设计和步骤说明，学生能够全面地了解化学反应速率探究实验的目的、材料、仪器以及操作步骤。
在完成实验后，学生还可以进行数据处理和分析，进一步理解实验结果。
该教案旨在提高学生对化学反应速率的认识与实践能力，并培养其科学研究思维和数据分析能力。
大学化学教案：化学反应速率与平衡常数
大学化学教案：化学反应速率与平衡常数引言你是否曾经思考过为什么一些化学反应会迅速进行，而另一些化学反应则需要很长时间才能达到平衡？为什么一些反应会产生大量的产物，而其他反应只会产生少量？这些问题都与化学反应的速率和平衡常数有关。
在大学化学课程中，我们将学习化学反应速率与平衡常数的基本概念，以及它们在化学领域中的应用。
化学反应速率化学反应速率指的是反应物消耗或产物生成的速度。
它描述了反应物和产物在单位时间内发生变化的程度。
化学反应速率的计算基于反应物浓度的变化率。
我们可以使用下面的公式来计算化学反应的平均速率：速率= Δ浓度/Δ时间其中，Δ浓度表示反应物浓度的变化，Δ时间表示时间的变化。
根据这个公式，我们可以计算出化学反应在不同时间间隔内的平均速率。
然而，某些化学反应的速率在反应开始时是非常快的，但随着时间的推移逐渐变慢。
这是因为在反应开始时，反应物浓度较高，反应发生的频率较高。
随着反应进行，反应物浓度逐渐减少，反应频率也随之降低，导致反应速率的下降。
这种情况下，平均速率无法准确反映反应的动态变化。
因此，我们需要引入瞬时速率的概念来描述反应在某一特定时间点的速率。
瞬时速率可以通过得到化学反应过程中非常短时间间隔内的平均速率来计算。
通过缩小时间间隔的长度，我们可以趋近于反应发生的瞬间速率。
影响化学反应速率的因素化学反应速率受多个因素影响，下面是其中的几个重要因素：反应物浓度反应物浓度是影响反应速率的重要因素。
根据反应物浓度的变化，我们可以预测反应速率的变化。
当反应物浓度增加时，反应物之间的碰撞频率增加，导致反应速率的增加。
反之，当反应物浓度减少时，碰撞频率降低，反应速率也会降低。
温度温度是另一个重要的影响因素。
随着温度的升高，反应物的分子动能增加，分子碰撞的能量也增加。
这增加了分子之间克服反应势垒的机会，从而加快反应速率。
换句话说，高温条件下的反应速率比低温条件下的反应速率更快。
催化剂催化剂是一种物质，它可以加速化学反应的速率却不参与反应本身。
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2. 瞬时速率
1. 平均速率
aA + bB = dD + eE
可用单位时间内反应物浓度的减少来表示平均速率
v(A) cA t
v(B) cB t
也可用单位时间内生成物浓度的增加来表示平均速率
v(D) cD t
v(E) cE t
式中∆t 为时间变化，∆cA、∆cB、∆cD、∆cE分别表示∆t 时间 内各组分的浓度变化，在同一时间间隔内，以上各自表示反
（3）活化络合物极不稳定，可以分解为产物，也可以分 解为反应物，反应速率取决于活化络合物的浓度及其分 解频率。正逆反应活化能之差为反应的摩尔焓变。
二、化学反应速率的表示方法
化学反应速率（rate of chemical reaction）
在一个特定的反应中，反应物或生成物的浓度随 时间的变化率，具有“浓度·时间-1”的量纲，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。其单位是mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1或 mol·L-1·h-1。
①测定一组c-t 数据，即测定不同时刻t 时某组分的浓 度（或分压）； ②以t 为横坐标，c 为纵坐标，作c-t 曲线； ③作任一时刻t 时曲线的切线；
v(t)()dc() 斜率 dt
二、化学反应速率的表示方法
三、浓度对反应速率的影响
大量实验结果表明：在一定温度下，增加反应物 的浓度可以加快反应速率。
便生成产物，整个体系的势能降低。
2. 过渡态理论
活化能与反应热的关系：
对于很多反应，正反应的活化能减去逆反应 的活化能就等于该反应的焓变∆H：
∆H = E(正)– E(逆)
当E(正)＜ E(逆)时， ∆H＜0，反应为放热反应； 当E(正)＞ E(逆)时， ∆H＞0，反应为吸热反应；
正反应活化能为134 kJ·mol-1，逆反应活化能为368 kJ·mol-1，正反应放热，∆H= –234 kJ·mol-1；逆反应吸 热，∆H= +234 kJ·mol-1。
2. 过渡态理论
碰撞理论直观简便，对结构复杂分子反应不适用；
过渡态理论观点：
（1）先生成活化络合物 具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中化学
键重排，形成活化络合物的过渡状态；
（2）后分解形成产物 活化络合物能量很高，不稳定，易分解，或分解为产物，
或分解仍为反应物；
2. 过渡态理论
活化络合物
1. 碰撞理论
碰撞能发生反应的条件：
（1）能量
碰撞的分子必须具备足够高的能量，克服分子间电子云 的斥力，导致分子中原子重排，发生化学反应。这些具有足
够高能量的分子称为活化分子，这个能量被称为活化能。
（2）定向碰撞
O
活化分子只有采
取定向碰撞时，反应
NO
才能发生。
CO
1. 碰撞理论
活化能与反应速率的关系：
白磷在纯氧气中燃烧
白磷在20%氧气中燃烧
三、浓度对反应速率的影响
一定温度下，增加反应物的浓度可以增大 反应速率。
碰撞理论解释：
一定温度下，某一化学反应，反应物中活化分子的百 分数是一定的。增加反应物浓度，使单位体积内活化分 子数目增多，增加了反应物分子有效碰撞的次数，所以 反应速率增大。
1. 基元反应
反应速率的大小取决于单位时间内有效碰撞的 次数，有效碰撞的次数又与反应的活化能密切相关， 所以，活化能是决定反应速率的内在因素。一定温 度下，反应的活化能越大，反应中活化分子的百分 数就越小，单位时间内的有效碰撞就越少，反应速 率就越慢。反之，反应的活化能越小，活化分子的 百分数就越大，反应速率就越快。
应速率的数值是不相等的；
2. 瞬时速率
一般来说，化学反应都不是等速变化的，只 有瞬时速率才能表示化学反应中某时刻的真实反 应速率，瞬时速率是∆t 趋近于0时平均速率的极 限值。
v(A) lim cAdcA t0 t dt
v(B) lim cBdcB t0 t dt
v(D)tli m0 ctDddctD
N O+O C O
115pm 116pm
（ 过 渡 状 态 ）
原有的N－O键部分破裂，新的O···C键部分地形成，然 后形成活化络合物[ONOCO]，这时，反应分子的大部分动能 暂时地转变为势能。
活化络合物既可以分解成反应物NO2和CO，也可以生成 产物NO和CO2，是一种过渡状态。当活化络合物[ONOCO] 的一个N－O键完全断开，新形成的O···C键进一步缩短时，
形成活化络合物的过渡状态需要克服一定的活化能，过 渡态理论考虑了反应物分子的内部结构及运动状况，从分 子角度更为深刻地解释了化学反应速率。
2. 过渡态理论
O
NO2
N O CO
与
CO 反
应
过
程
势
能
变
化
图
2. 过渡态理论
134。
O
118pmN
O +C
O
113pm
活化络合物：
O
C
OO N
活 化 络 合 物
2. 速率方程
1. 基元反应
反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物
分子的反应称为基元反应，也称为简单反应。如
2. 过渡态理论
例题： 下图中哪一点代表反应的中间产物？
哪一点代表活化络合物？
2 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ化络合物
3
势 能
1
中间产物
反应物
4 产物
反应过程
一、反应速率理论简介
小结
（1）无论是吸热反应还是放热反应，都要经过一个中间 过渡状态，反应物分子必须先爬过一个能峰，即克服反 应活化能，反应才能进行。
（2）不同的化学反应具有不同的活化能，一定温度下， 反应的活化能越大，能峰越高，活化分子数越少，反应 速率越慢；反之，活化能越小的反应速率越快。
v(E) lim cE dcE t0 t dt
2. 瞬时速率
瞬时速率的表达式是
浓度对时间t的微分：在
浓度-时间曲线上某一时 刻的斜率的绝对值代表 该时刻的瞬时速率，代 表了化学反应的真正速 率。
二、化学反应速率的表示方法
反应速率是通过实验测定的，实验中用化学 方法或物理方法测定在不同时刻反应物或生成物 的浓度，然后通过作图法，即可求得某一时刻的 反应速率。
大学化学-化学反应速率
一、反应速率理论简介
1. 碰撞理论 2. 过渡态理论
1918年路易斯在气体分子运动论的基础上提出化学 反应速率的碰撞理论；三十年代艾林等在量子力学和统 计力学基础上提出反应速率的过渡态理论。
1. 碰撞理论
反应物分子之间的相互碰撞是反应进行的先决条 件，分子碰撞的频率越高，反应速率越大。