第十一章化学反应动力学 2

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第11章化学动力学(天津大5版)

k kA k k k B Y Z A B Y Z
N2+ 3H2 2NH3
k
k N2 1

kH2 3

k NH3 2
化学反应速率方程的说明
a. 反应级数可为整数、分数、正数、负数或零，它的大小反映了所对应物质浓度对反应速率的影响。
如 2O3 ==3O2
kC C
§11.1 化学反应速率及速率方程
1. 反应速率的定义
对于非计时反应
0＝ΣνBB d dnB / B
转化速率:单位时间内发生的反应进度。广度量，单位mol.s-1
d / dt

1
B
dnB / dt
反应速率：单位体积的转化速率。强度量，单位mol.m-3.s-1
1 dnB / dt V BV
'' '
''
'
3. 初始速率法 n n n 0 kcA,0cB,0cC,0 ......
A B B
lg v0 lg k nA lg cA,0 nB lg cB,0 nC lg cC,0 .....
保持每次实验B,C,…..的初始浓度相同
lg v0 nA lg cA,0 K
④ 反应转化率
lncA- lncA,0= -kt
某一时刻反应物A反应掉的分数称为该时刻A的转化率xA
xA (cA,0 cA ) / cA,0
则:
1 k t ln 1 xA
一级反应的转化率与反应物的初始浓度无关，仅与反应时间有关。
⑤ 半衰期

一级反应的半衰期t1/2与反应速率常数成反比，与反应物的初始浓度无关。

化学动力学 2

N 表示具有能量E ~ E E 范围内 NE 单位能量区间的分子数 N与分子总数N的比值（分子分数）
E 分子平均能量 k
阴影面积代表活化分子百分比
Ek
Ec
E
气体分子的能量分布
其次, 仅具有足够能量尚不充分, 分子有构型, 所以碰撞方向还会有所不同, 如反应: NO2 + CO = NO + CO2 的碰撞方式有:
1. 活化络合物
当反应物分子接近到一定程度时, 分子的键
连关系将发生变化, 形成一中间过渡状态
H H3N: + H C H 反应物 Br H H3N C H 活化配合物（过渡态） H Br
+ H3N H H + Br
C H 生成物
反应速率决定于活化络合物的浓度, 活化络合物分解成产物的几率和分解成产物的速率
8.4
温度对化学反应速率的影响反应速率方程 kcA cB

8.4.1 Arrhenius方程
影响反应速率的因素有两个： k和c
k与温度有关，T增大，一般k也增大，但k~T不是线性关系。
2N2O5 (CCl4 ) N2O4 (CCl4 ) O2 (g)不同温度下的值 k
T/K 293.15 298.15 303.15 308.15 313.15 318.15
一组碰撞的反应物的分子的能量必须具备一个最低的能量值, 这种能量分布符合从前所讲的分布原则. 用 Ea表示这种能量限制, 则具备 Ea和 Ea 以上的分子的分数为:
有效碰撞频率 f e 总的碰撞频率

E RT
f 称为能量因子 ,反应速率r与f成正比，即 r∝f
f 表示一定温度下活化分子在分子总数中所占的百分数

化学反应工程第二讲(化学反应动力学)

国家精品课程
SO2 浓度（%）
5
6
7
8
9
O2 浓度（%）
温度/ ℃
Kp
13.9 12.4 11.0 10.5 8.1 p=0.1Mpa 时的平衡转化率
400 446 99.3 99.3 99.2 99.1 98.8
440 177 98.3 98.2 97.9 97.8 97.1
480 72.8 96.2 95.8 95.4 95.2 93.7
520 34.2 92.2 91.5 90.7 90.3 87.7
560 17.6 85.7 84.7 83.4 82.8 79.0
600 9.4 76.6 75.1 73.4 72.6 68.1
二氧化硫催化氧化：不同二氧化硫浓度的炉气在不同温度下的平衡转化率
国家精品课程
一转一吸流程：SO2的转化率只能达到96~97%
H R RgT 2
dT
22.06 1.987
[
1 T
]T 298
ln K PT
10.183 22.6 ( 1 1 ) 5.84 1.987 298 298 250
K p 0.0029
国家精品课程
CO＋
2H2＝＝
CH3OH
1/3
2/3
0
1
1/3-x
2/3-2x
x
1-2x
y
* m
1
x 2
反应精馏提高可逆反应转化率的原理
对可逆反应过程
AB PS
若 P 和 S 分别为系统中沸点最低和沸点最高的组
分，即 TbP TbA TbB TbS ，在反应精馏塔内反应生成
的 P 和 S 将分别向塔顶和塔釜富集而脱离接触，若进料中 A 和 B 的配比符合化学计量关系，在反应精馏塔内这两种组分可克服化学平衡的限制而全部转化为 P 和 S。

南京大学《物理化学》练习第十一章化学动力学基础_二_

南京⼤学《物理化学》练习第⼗⼀章化学动⼒学基础_⼆_第⼗⼀章化学动⼒学基础(⼆)返回上⼀页1. 将1.0 g氧⽓和0.1 g氢⽓于300 K时在1 dm3的容器内混合,试计算每秒钟内单位体积内分⼦的碰撞数为若⼲?设O2和H2为硬球分⼦,其直径分别为0.339和0.247 nm.2. 某双原⼦分⼦分解反应的阈能为83.68 kJ/mol,试分别计算300 K及500 K时,具有⾜够能量可能分解的分⼦占分⼦总数的分数为多少?3. 某⽓相双分⼦反应, 2A(g) ---> B(g)+C(g),能发⽣反应的临界能为100 kJ/mol.已知A的相对分⼦量为60,分⼦直径为0.35 nm,试计算在300 K 时,该分解作⽤的速率常数k 值.4. 松节油萜(液体)的消旋作⽤上⼀级反应,在457.6 K和510.1 K时的速率常数分别为2.2×和3.07×min-1,试求反应的实验活化能E a,在平均温度时的活化焓和活化熵.5. 在298 K时某化学反应,如加了催化剂后使其活化熵和活化焓⽐不加催化剂是时分别下降了10 J/(mol·K)和10 kJ/mol,试求不加催化剂与加了催化剂的两个速率常数的⽐值.6. 在298 K时有两个级数相同的基元反应A和B,其活化焓相同,但速率常数k A=10k B,求两个反应的活化熵相差多少?7. 某顺式偶氮烷烃在⼄醇溶液中不稳定,通过计量其分解放出的N2⽓来计算其分解的速率常数k值,⼀系列不同温度下测定的k值如下所⽰:T/ k 248 252 256 260 264k×/s-1 1.22 2.31 4.39 8.50 14.3试计算该反应在298K时的实验活化能,活化焓,活化熵和活化吉布斯⾃由能.8. 对下述⼏个反应,若增加溶液中的离⼦强度,则其反应速率常数是增⼤,减⼩还是不变?(1) NH4+ +CNO- --->CO(NH2)2(2) 酯的皂化作⽤.(3) S2O82- + I- --->P9. 在298 K时,反应N2O4(g)2NO2(g)的速率常数k1=4.80×s-1,已知NO2和N2O4的⽣成吉布斯⾃由能分别为51.3和97.8 kJ/mol,试求(1)298 K时, N2O4的起始压⼒为101.325 kPa时, NO2(g)的平衡分压?(2)该反应的弛豫时间?10. ⽤温度跳跃技术测量⽔的离解反应: H2O H+ + OH-,在298 K时的弛豫时间τ=37×s,试求该反应正向和逆向反应的速率常数k1和k-2.11. 在光的影响下,蒽聚合为⼆蒽.由于⼆蒽的热分解作⽤⽽达到光化平衡.光化反应的温度系数(即温度每增加10K反应速率所增加的倍数)是1.1,热分解的温度系数是2.8,当达到光化平衡时,温度每升⾼10K.⼆蒽产量是原来的多少倍?12. ⽤波长为313nm的单⾊光照射⽓态丙酮,发⽣下列分解反应:(CH3)2CO +hv---> C2H6 + CO ,若反应池的容量是0.059 dm3,丙酮吸收⼊射光的分数为0.915,在反应过程中,得到下列数据:反应温度:840 K 照射时间t=7 h起始压⼒:102.16 kPa ⼊射能48.1×J/s,终了压⼒:104.42 kPa计算此反应的量⼦效率.13. 有⼀酸催化反应A+B C+D，已知该反应的速率公式为d[C]/dt=k[H+][A][B] ,当[A]0=[B]0=0.01 mol·dm-3时，在pH=2的条件下，在298 K时的反应的半衰期为1 h，若其他条件不变，在288 K时t1/2为2 h,试计算（1）在298 K时反应的速率常数k值。

高中化学课件：化学反应动力学

2 知识回顾
回顾本课件中介绍的关键概念和实例，加深对化学反应动力学的理解。
3 学习资源
提供学习资源和进一步阅读材料，帮助学习者进一步深入学习化学反应动力学。
实际应用
例举催化剂在实际产业生产中的应用，展示其重要性和潜力。
反应级数与速率方程
反应级数
我们将研究反应级数的概念，探讨不同级数反应的特点和实际应用。
速率方程
了解速率方程如何描述反应速率与反应物浓度之间的关系，提供案例分析。
动力学模型
比较不同动力学模型的特点和应用领域，展示不同模型的衡
我们将探讨反应平衡与速率常数之间的关系，解释为什么速率常数与反应平衡有关。
我们将提供实例，解释反应平衡如何影响速率常数的值和反应速率。
速率常数
深入研究速率常数的概念，揭示其在反应动力学中的重要性。
通过案例分析，展示速率常数如何在实际应用中发挥作用。
冶金技术中的应用
高中化学课件：化学反应动力学
本课件旨在介绍化学反应动力学的概念及其在实际产业生产中的应用。我们将探讨影响化学反应速率的因素，分析浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。同时，我们也会研究反应级数、速率方程和动力学模型的特点与应用领域，以及活化能和反应体积、表面积之间的关系。
物质浓度与反应速率
浓度相关性
1
化学反应动力学在冶金中的作
2
用
了解化学反应动力学在冶金过程中的
应用，展示其对提高冶金效率的重要
3
性。
介绍冶金技术
我们将简介冶金技术的背景和重要性，探究其与化学反应动力学的联系。
案例分析
通过实际案例，分析化学反应动力学在冶金技术中的成功应用。

第十一章_化学动力学基础(二)

第十一章化学动力学基础(二)通过本章学习理解碰撞、过渡态和单分子反应理论，了解一些特殊反应的动力学规律。

（一）基本要求和基本内容：基本要求1．了解化学反应动力学的碰撞、过渡态和单分子反应理论的基本内容，弄清几个能量的不同物理意义及相互关系。

2．了解溶液中反应的特点和溶剂对反应的影响。

3．了解快速反应所常用的测定方法及弛豫时间4．了解光化学反应和催化反应的特点。

重点和难点：过渡态理论中E c、E b、E0、ϑmrH#∆、ϑmrS#∆与Ea之间的关系：基本内容一、碰撞理论1．双分子的互碰频率2．硬球碰撞模型3．微观反应和宏观反应之间的关系4．反应阈能与实际活化能的关系5．概率因子二、过渡态理论1．势能面2．由过渡态理论计算反应速率3．E c、E b、E0、θmrH∆、θmrS∆与Ea和指前因子A之间的关系三、单分子反应理论四、在溶液中进行的反应1．溶剂对反应速率的影响2．原盐效应3．扩散控制反应五、快速反应的测试1．弛豫法2．闪光光解六、光化学反应1．光化学基本定律2．量子产率3．分子的能态4．光化反应动力学5．光化平衡和温度对光化学反应的影响6．感光反应、化学发光七、催化反应动力学1．催化剂与催化作用2．均相酸碱催化3．络合催化（配位催化）4．酶催化反应(二) 基本理论及公式1. 碰撞理论 ⑴ 要点① 反应物分子必须经过碰撞过程才有可能变成产物 ② 只有能量较大的活化分子的碰撞才能发生化学反映⑵ 计算公式① 不同种物质分子间的碰撞次数 [][]B A RTLdB dA Z ABπμπ222⎪⎭⎫ ⎝⎛+=② 同种物质分子间的碰撞次数 []2222A RTLd Z AA AA πμπ=③ 有效碰撞分数)e x p (RTE q C -= E C 为临界能，是基元反应所必需的能量。

④ 不同种分子间碰撞反应的速率常数⎪⎭⎫⎝⎛-=RT E M RTLd k C AB exp 82ππ ⑤ 同种分子间碰撞反应的速率常数⎪⎭⎫⎝⎛-=RT E M RTLd k C AA exp 22ππ ⑶ 解决的问题① 揭示了反应究竟是如何进行的一个简明﹑清晰的物理现象 ② 解释了简单反应速率公式及阿累尼乌斯公式成立的依据③ 解决了反应速率常数的求算问题 ④ 说明了Ea 与T 间的关系RT E E C a 21+=2. 过渡状态理论 ⑴ 要点反应物先形成不稳定的活化络合物,活化络合物与反应物之间迅速达成化学平衡,另一方面活化络合物转化为产物[]C B A C B A C B A +-→⋅⋅⋅⋅⋅⋅⇔-+≠⑵ 计算公式① 用统计热力学方法计算速率常数⎪⎭⎫ ⎝⎛-⋅⋅=∏≠RT E f f hT k k BBB 0'exp② 用热力学方法计算速率常数 (ⅰ) ()()⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∆-⋅⋅=≠-ΘRT G Ch T k k l nB exp 1 或，≠⋅=C B K h Tk k 或，()⎪⎪⎭⎫⎝⎛∆-⋅⎪⎪⎭⎫⎝⎛∆-⋅⋅=Θ≠-ΘRT H R S ChT k k m r mr nB exp exp 1 （ⅱ） ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∆-⋅⎪⎭⎫⎝⎛⋅=≠-RTG RT P h T k k PnB exp 1 或 ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∆-⋅⎪⎪⎭⎫⎝⎛∆-⋅⎪⎭⎫⎝⎛⋅=Θ≠-RT H RS RT P h T k k P r Pr nB exp exp 1 ③ 几个能量及其关系 (ⅰ) RT E EC a 21+=Ea 活化能，Ec 分子发生有效反应所必须超过的临界能（ⅱ）mRT E E a +=0E 0 活化络合物的零点能与反应物零点能之差式中m 包括了普适常数项中及配分函数项中所有与T 有关的因子，对一定的反应体系，m 有定值。

2反应动力学基础PPT课件

生命在夏天比冬天生长更快，高温下食品更容易熟。
2.3 温度对反应速率的影响
阿伦尼乌斯（瑞典）方程：
Arreh qe :a kn A te iiu o x E s / n p R)(T
k为反应速率常数，其意义是所有反应组分的浓度均为1时的反应速率。
Where: E = activation energy (J/mol)（活化能） R = gas constant (J/mol*K)（气体常数） T = temperature (K) A = frequency factor (指前因子） (units of A, and k, depend on overall reaction order) A和E由实验确定活化能E反映了 r对T的敏感性
这一步达到平衡，则：
K1cA c*A cp或cA* K1cA/cp
rAk2K 1 cA/cpkA c /cp
即非基元反应不能简单地由质量作用定律决定！
2.2 反应速率方程
2N OO 2 2N O 2
rkcN2 OcO2
机理1：
NONO(NO)2 (NO)2 O2 2NO2
r k 2 c ( NO c) 2 O 2
c ( NO ) 2
K
1
c
2 NO
r
k
2
K
1
O3
NO3 NO2NO2
r k c c 2 N O 3 N O
c NO 3 K 1c NO cO 2
r
k
2K
c c 2
1 NO O2
机理机理
速率方程？速率方程
2.2 反应速率方程
目前，绝大多数化学反应的机理还不清楚，因此主要是根据实验结果来确定速率方程。方程的一种形式是幂函数型。

化学反应动力学(全套课件582P)

r 1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D] a dt b dt c dt d dt
或 r 1 d[Ri ]
i dt
对于气相反应，也可用压力表示反应速率：
rP
1 a
dPA dt
1 b
dPB dt
1 c
dPC dt
1 d
dPD dt
或：
rP
1
i
dPRi dt
对于理想气体： Pi ci RT
化学反应动力学
课程属性：学科基础课学时/学分：60/3
教材:
《 Chemical Kinetics and Dynamics 》 J. I. Steinfeld, et al, 1999 ( Prentice Hall )
参考书：
1《化学反应动力学原理》（上、下册）赵学庄编（高等教育出版社）
k = 2×104
k = 1×10-2
§1-2 反应速率的定义
( Definition of the Rate of a Chemical Reaction ) 若一个反应的化学计量式如下：
(1) a A + b B c C + d D 或写为： (2) 0 = iRi
式(2) 中,
Ri：反应物和产物。 i：化学计量系数, 它对于反应物为负,
1 给定乙醛的初始浓度, 测定不同反应时间的反应速率及乙醛浓度，从而确定反应的反应级数。
则反应速率与[CH3CHO]的平方成正比，即称其时间级数为二级的。
2 以乙醛的不同初始浓度进行实验, 测定不同初始浓度下的反应速率，从而确定反应级数。
则反应速率与乙醛的初始浓度的一次方成正比，即称其浓度级数为一级的。

化学反应动力学-2

( 1 )
2、动力学方程推导
设t = 0时,[A1] = [A1]0, [A2] = [A2]0, [A3] = [A3]0, 引入进度变量 x = [A1]0 - [A1] [A1] = [A1]0 - x [A2] = [A2]0 + x 代入（1）式 [A3] = [A3]0 + x
9
整理得：
k [ A ] 1 1 0 [ A ] {exp( k t ) exp( k t )} 2 1 2 k k 2 1
17
[A2]出现极大值时的时间( tmax )和极大值时 [A2]的浓度( [A2]max ) ：
d [ A ] 2 极大值时， 0 dt k [ A ] 1 1 0 [ A ] {exp( k t ) exp( k t )} 2 1 2 k k 2 1
d [ A ] k k [ A ] 3 1 2 1 0 {exp( k t ) exp( k t )} 1 2 dt k k 2 1
A 1
k 1
A 2
k 2
A 3
23
（3）表观活化能曲线 k2 k1 A1 A2 A3 E E a 1 a 2 ln k ln A ( L ) ln k ln A ( L ) 1 ( 1 ) 1 2 ( 2 ) 2 RT RT （a）若A(1) > A(2) Ea1 > Ea2，lnk~1/T作图， Arrhenius 活化能曲线具有向下凹的形状。高温时，总包反应的表观活化能与反应速率常数均由指数前因子与活化能都较小的反应步决定。（b）若A(1) < A(2) Ea1 > Ea2， k1 < k2恒成立。总包反应Arrhenius活化能曲线为一直线。

第十一章化学动力学基础(二) 本章内容：介绍碰撞理论,过渡状态理论

第十一章化学动力学基础（二）本章内容：介绍碰撞理论，过渡状态理论和单分子反应理论。

了解分子反应动力学的常用实验方法，快速反应所常用的测试方法，说明溶液中反应的特点和溶剂对反应的影响；了解光化学反应的特点及量子产率的计算；介绍催化反应的特点和常见的催化反应的类型。

第一节碰撞理论（simple collision theory）一、碰撞理论基本论点分子碰撞理论是在接受了阿仑尼乌斯活化态、活化能概念的基础上，利用分子运动论于1918 年由路易斯建立起来的。

其基本论点是：1．反应物分子要发生反应必须碰撞，反应物分子间的接触碰撞是发生反应的前提；2．不是任何反应物分子间的碰撞均能发生反应，只有那些能量较高的活化分子、并满足一定的空间配布几何条件的碰撞反应才能发生；3．活化分子的能量较普通能量高，它们碰撞时，松动并部分破坏了反应物分子中的旧键，并可能形成新键，从而发生反应，这样的碰撞称为有效碰撞或非弹性碰撞，活化分子愈多，发生化学反应的可能性就愈大；4．若从Z A,B表示单位时间、单位体积内A，B分子碰撞总数，以q代表有效碰撞在总碰撞数Z A,B中所占的百分数，则反应速率可表示为二、双分子的互碰频率设A、B两种分子都是完全弹性的、无压缩性的刚球，二者半径各为1/2d A, 1/2d B, 单位体积中A的分子数为nN A/V, A分子运动的平均速率为〈U A〉。

假定B分子是静止的，那么一个A 分子与静止B 分子的碰撞次数为，A、B 分子的碰撞直径为d AB = 1/2(d A +d B)，碰撞截面为πd2AB，，在时间t内，A分子走过的路程为〈U A〉t，碰撞截面所掠过的体积为〈U A〉tπd2AB, 凡是质心落在这个体积内的静态B分子都可能与A碰撞。

所以移动着的A分子在单位时间内与静止B分子相碰的次数（即碰撞频率）为，由于B分子也在运动，因此要用相对速率u r来代替平均速率（u），A与B的相对速率有几种情况考虑平均情况，则那么，一个运动着的A 分子与运动着的B 分子互相碰撞频率为那么，单位时间、单位体积内所有运动着的A、B 分子碰撞的总次数为对于浓度为[A]的同种分子，则三、硬球碰撞摸型设A.和B为两个没有结构的硬球分子，质量分别为m A和m B，折合质量为μ，运动速度分别为u A、u B，总能量E为'四、微观反应与宏观反应之间的关系反应截面是微观反应动力学基本参数，而速率常数k和实验活化能E a 等是宏观反应动力学参数。

物化第十一章化学动力学解析

对于基元反应: a A + b B + → 产物
其速率方程 v kcaAcbB
注意：
反应速率常数
① 温度一定，反应速率常数k为一定值，与浓度无关。
② k的单位随着反应级数的不同而不同。
V的单位：mol/m3.s，k的单位随反应级数变化
质量作用定律只适用于基元反应。对于非基元反应，只能对其反应机理中的每一个基元反应应用质量作用定律。
对于非依时计量学反应，反应进度 x 定义为
转化速率x ：
d dnB B
d dnB dt dt B
单位：mol/s
特点： ① 与反应组分 B的选取无关，但与计量式写法有关； ② 广度量。
单位体积的(基于浓度的)为反应速率v：
v d dnB V dtV dtV B
单位：mol/m3.s
化学动力学学习要求
1.理解反应速率、反应级数、速率常数等基本概念
2.掌握一级和二级反应的速率方程及其应用，熟悉具有简单级数反应的动力学特征（速率方程式、积分式、微分式、半衰期等的特征） 3.掌握阿累尼乌斯方程及其应用，明确活化能及指前因子的定义及物理意义 4.了解复合反应速率方程的近似处理方法。 5.了解催化反应动力学，理解催化作用原理。
aA bB L.....Y Z .....
常见速率方程形式：
v kcAnAcBnB
反应分级数反应速率常数
反应级数：n=nA+nB+1
反应速率常数 k 的单位：(mol.m3 )1n.s1
与反应级数有关！！！
反应级数
例如：
r k0 r k[A]
零级反应
一级反应
r k[A][B] 二级,对A和B各为一级

《化学反应动力学》课件

反应活化能
反应活化能是使反应物通过反应过渡态的能垒。它的高低决定了反应的速率和温度对反应速率的影响程度。
反应级数与反应机理
反应级数指的是反应速率对各反应物浓度的指数。通过实验测定速率随浓度的变化规律，可以确定反应级数并推断反应机理。
化学平衡和动力学的关系
化学平衡是指在闭合系统中，反应物与生成物浓度达到一定比例，反应速率相等的状态。动力学研究反应速率，而平衡研究反应终点。两者密切相关，但研究的角度不同。
反应程是描述反应速率与反应物
浓度之间关系的数学表达式。它的
形式由实验数据决定，允许我们推
断反应的机理和确定反应物底数。
3
反应速率
反应速率是单位时间内反应物消失或生成的物质的数量的变化量。它可以通过实验测量，并用数学模型表示。
反应级数
反应级数是描述反应速率与反应物浓度之间关系的指数。通过测定速率对浓度的实验数据，可以确定反应级数并推断反应机理。
应用和实例
化学反应动力学的研究对于了解和优化化学过程具有重要意义。它被广泛应用于药物合成、环境保护、能源开发等领域。实例包括酶催化反应、催化剂设计和反应动力学模拟等。
影响化学反应速率的因素
反应物浓度
反应物浓度的增加会增加碰撞频率，从而提高反应速率。
温度
提高温度会增加分子的平均动能，促使反应物分子更容易发生有效碰撞，从而加快反应速率。
催化剂
催化剂通过提供新的反应路径，降低反应活化能，从而加速反应速率。
动力学常数与反应活化能
动力学常数
动力学常数是速率方程中的常数，代表了反应速率与反应物浓度之间的比例关系。它的值由实验测定。
《化学反应动力学》PPT 课件

第十一章化学反应动力学：速率及速率方程(物理化学课件)

2020/11/1
3
化学动力学与化学热力学的关系
化学热力学 — 研究物质变化过程的能量效应及过程的方向与限度, 即有关平衡的规律; 解决物质变化过程的可能性.
化学动力学 —研究完成该过程所需要的时间以及实现这一过程的具体步骤, 即有关速率的规律; 解决物质变化的现实性.
可能性的趋势强弱与现实性的速率快慢之间没有必然的联系.
为是基元反应的一个原因.
由假设的机理导出的速率方程与实验结果一致, 是证实该机理的一个必要条件.
2020/11/1
23
201111303通过化学动力学的研究可以了解如何控制反应条件提高主反应的速率如何抑制或减慢副反应的速率如何避免危险品的爆炸材料的腐蚀或产品的老化变质还可以为科研成果的工业化进行最优设计和最优控制为现有生产选择最适宜的操作条件
化学动力学
2020/11/1
1
引言
化学动力学研究的内容:
(i) 研究各种因素, 包括浓度, 温度, 催化剂，光照等对化学反应速率的影响;
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4. 化学反应速率方程的一般形式复合反应的速率方程是由实验来确定的. 实
验表明, 许多反应的速率方程具有幂函数形式:
A dcA / dt kcAcB …
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• 分级数: 式中指数 , 等, 分别称为反应组分A
和B等的反应分级数，反映浓度对速率的影响程度; 可以是整数, 分数或负数. 负数表示该物质对反应起阻滞作用.
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单分子反应 A→P
A = －dcA/dt = kcA
双分子反应 2A→P ; A + B→P
A = kcA2 A = kcAcB

第十一章化学反应动力学

第十一章化学反应动力学§11.1 引言一、化学动力学的任务对任一化学反应有两个最基本的问题：① 在指定条件下化学反应能否进行？若能进行其最大产率是多少？若不能进行则改变外界条件能否使其进行？……这类问题属于化学热力学范畴。

② 在指定条件下化学反应进行的速率是多少？外界条件如何影响其速率？化学反应究竟通过哪些步骤进行的？这些问题是化学反应速率和机理问题，属化学动力学范畴。

这是两类性质不同的问题，例如对氢氧反应在298.15K1θm r 222m ol 237.19KJG Δ O(l)H (g)O 21(g)H -⋅-===+ 从热力学观点看，这意味着此反应的自发趋势是很大的，而且此反应可进行得很完全（即平衡常数亦很大）。

但实际上H 2和O 2的混合物放在一密闭容器中，好几年亦觉察不到有生成水的痕迹，这说明此反应进行的速率太慢了，而不是热力学的结论错误；如果将此H 2和O 2的混合物升高温度至1073K 时，反应可以爆炸的形式瞬时完成。

再如合成氨的反应，从热力学可知，此反应在常温常压下，其0G Δm r <，即可以自发进行，但速率很慢。

为使反应加快，就需选择合适的催化剂。

选择合适的反应途径。

目前合成氨工业就是在此基础上形成的。

可是人们都很奇怪，为什么豆科植物根部的瘤菌却能在常温下将空气中的氮固定成可溶性的氮肥供植物吸收，这就是目前化学家和生物学家共同努力的目标，即将固氮酶的化学组成搞清楚，然后用化学方法合成固氮酶，在常温常压下即可造出氮肥，这对合成氨工业无疑将是巨大的革命。

因此对任何一化学反应，首先要用热力学判断，此反应有没有可能实现；然后再用动力学去研究该如何去实现。

就目前所知，从热力学上可实现的反应，其反应速率的差别是很大的，有的反应，其反应速率很慢，如岩石的风化和地壳中的一些反应；有的反应速度很快，如离子反应、爆炸反应等瞬时即可完成。

人们期望能控制反应的速率，这将依赖于化学动力学的研究。