最新大学化学-化学反应速率
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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
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。
（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。
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
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：
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。
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
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，
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 活化络合物
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。
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。
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
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。
便生成产物，整个体系的势能降低。来自百度文库
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. 平均速率
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
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
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。
（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。
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
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：
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。
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
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，
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 活化络合物
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。
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。
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
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。
便生成产物，整个体系的势能降低。来自百度文库
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. 平均速率
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