大学实验化学 化学反应速率
大学化学反应速率
c(A)
kt
lg
lg(1 )
c(A)0
2.303
t1/ 2
0.693 k
3. 二级反应
A+B→P
c(A)0=c(B)0 时
r dc(A) k c(A)2 dt
1
1
kt
c(A) c(A)0
t1/ 2
1 k c(A)0
反应 级数
0
速率方程
dc(A) k dt
c(A)~t 关系式
c(A) c(A)0 kt
半衰期
c (A)0 2k
1
dc(A) k c(A) dt
kt lg c(A) lg c(A)0 2.30
பைடு நூலகம்
0.693 k
2
dc(A) k c(A)2 dt
1 1 kt c(A) c(A)0
1 kc(A)0
4-5 反应速率理论简介
1. 碰撞理论 (collision theory)
以气体分子运动论为基础，仅适用于 简单的气体双分子反应。 （1）反应物分子的碰撞是反应进行的先决 条件，反应速率与碰撞频率成正比。
r (mol.dm-3.s-1) 0.012 0.024 0.048 求该反应的速率方程和速率常数k。
2. 反应级数(order of reaction)
反应物的级数
r kc(A)m c(B)n 反应级数=m+n
(1) 表明浓度对反应速率的影响。 (2) 由实验测定，与反应条件有关。 (3) 可以是正、负数，整数、分数或零， 有的反应无法用简单数字来表示级数。
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 eEa / RT kc(A)c(B)
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。
化学反应速率的实验测定
化学反应速率的实验测定在化学反应中，反应速率是指单位时间内反应物消耗的数量或产物生成的数量。
了解反应速率的快慢对于研究反应动力学和控制反应过程具有重要意义。
本文将介绍化学反应速率的实验测定方法。
一、实验原理化学反应速率的实验测定可以通过测量反应物消耗的速度或产物生成的速度来实现。
首先，我们需要选择合适的反应方程式，以及确定测定反应速率的方法和反应条件。
二、反应物消耗的速率测定1. 硬件准备：实验室常见的仪器设备包括反应容器、烧杯、分析天平和计时器等。
根据实验需要，选择不同的仪器进行测定。
2. 实验步骤：(1) 将适量的反应物A和B分别加入反应容器中。
(2) 开始计时，记录反应物A或B的消耗量随时间的变化，可以使用分析天平测量反应前后的质量差来确定反应物的消耗量。
(3) 根据实验数据绘制反应物消耗量与时间的关系曲线，计算反应速率。
三、产物生成的速率测定1. 硬件准备：如前所述，准备相应的实验设备和仪器。
2. 实验步骤：(1) 将适量的反应物A和B加入反应容器中，开始计时。
(2) 通过测量产物C的生成速度来确定反应速率。
可以使用吸光光度计、pH计等仪器监测反应体系中特定物质的浓度变化，或者通过体积的变化来计算产物生成速率。
(3) 根据实验数据绘制产物生成量与时间的关系曲线，计算反应速率。
四、常用的测定方法1. 逐点法：在固定时间间隔内测量反应物消耗量或产物生成量，计算平均速率。
2. 密切观察法：通过观察反应中出现的可见变化（如溶液颜色的变化、气泡的生成等）来判断反应速率的快慢。
3. 密度法：通过延长管等装置测定气体的产生速率。
4. 吸光光度法：利用某些反应物或产物在特定波长下吸光的特性，测定光的透过程度来推测反应速率。
五、实验注意事项1. 实验室操作安全，佩戴个人防护装备。
2. 严格按照实验方案进行操作，控制反应条件（温度、浓度等）的准确性。
3. 保持反应容器的洁净，避免杂质对反应速率的干扰。
4. 根据实验需要选择合适的实验装置和仪器，确保测量结果的准确性和可靠性。
乙酸乙酯反应速率常数 大学化学实验P 浙江大学
乙酸乙酯皂化反应速度常数的测定1.引言本实验通过电导法测定乙酸乙酯皂化反应的速度常数和活化能。
通过实验研究二级反应的特点，学习二级反应动力学参数的求解方法。
2.实验原理乙酸乙酯皂化反应是二级反应，反应式为：CH3COOC2H5+OH-=CH3COO-+C2H5OH设时间t时生成物的浓度为x，则反应动力学方程式为其中k为反应速度常数。
当a=b时，积分得由实验测得不同t时的x值则可算出不同t时的k值，若k为常数，则证明是二级反应。
通常，以x/(a-x)~t作图，若所得为直线，证明为二级反应，并可从直线斜率求出k。
可由电导法测定不同t时的x值。
根据：对于稀溶液，强电解质的电导率κ与其浓度成正比，溶液的总电导率等于组成溶液的电解质的电导率之和。
在本实验反应物中只有NaOH是强电解质，生成物只有CH3COONa是强电解质，而氢氧根离子的电导率比乙酸根的电导率大得多，因此，随着反应的进行，氢氧根离子的浓度不断减小，溶液的电导率也就随之下降。
假设A1、A2分别为OH-和CH3COO-的浓度和电导关系的比例常数，那么有以下关系式：从（4）-（6）式可以推导得到(7)式代入（3）中得：(其中κ0，κt，κ∞表示反应时间为0，t，∞)。
以κt对(κ0-κt)/t作图，应得一直线，从斜率可以求得k。
根据阿伦尼乌斯方程从两个温度T1，T2下的反应速度常数，可求得反应的表观活化能Ea。
3.实验仪器与药品仪器:DDS—11A型电导率仪一台；无纸记录仪一台；恒温水浴一套；DJS—1型电导电极一只；双管反应器两个大试管一个；100毫升容量瓶一个；20毫升移液管三支；0.5毫升刻度移液管一支。
药品:0.0200MNaOH溶液；分析纯乙酸乙酯；新鲜去离子水或蒸馏水。
4.实验步骤1)熟悉电导率仪的使用。
调节表头零点，将“校正、测量”开关打到校正位置，打开电源，预热数分钟，将电极常数调节旋纽调节到配套电极的相应位置，将“高周、低周”开关打到高周，仪表稳定后，旋动调整旋纽，使指针满刻度，然后将“校正、测量”开关打到测量位置，选择合适的量程，即可用来测定溶液的电导率。
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·
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。
大学化学实验教案：化学反应速率的测定
大学化学实验教案：化学反应速率的测定一、教学目标1. 了解化学反应速率的概念和测定方法。
2. 学习利用化学演示实验装置测定化学反应速率。
3. 掌握利用表观反应速率计算化学反应速率的方法。
4. 培养学生的实验操作和数据处理能力。
二、教学内容1. 化学反应速率的概念和测定方法。
2. 化学演示实验装置的使用方法。
3. 表观反应速率的计算方法。
4. 化学反应速率与反应条件的关系。
三、教学步骤1. 概念讲解（10分钟）化学反应速率是指反应物消失或生成物产生的速度。
化学反应速率的测量是化学研究的重要工作之一。
2. 实验操作（30分钟）（1）实验器材：稀盐酸、金属锌、瓶塞、氢氧化钠溶液、试管、实验用电子天平、计时器。
（2）实验步骤：①取一定质量的锌片放入试管中，用瓶塞将试管塞好，然后向试管中注入一定量的稀盐酸。
②稀盐酸和锌片反应产生氢气，在反应过程中可以观察到锌片逐渐溶解，反应完全后锌片完全消失，容器中只剩下气体。
③将瓶塞取下，将试管向氢氧化钠溶液中倾斜，测量氢气能够排出的气体体积。
④计算反应速率。
3. 计算表观反应速率（10分钟）（1）表观反应速率的计算公式：表观反应速率 = 体积增加的气体体积 / 反应时间（2）计算方法：假定反应是一级反应，在反应开始时反应物的浓度为C0，反应物的浓度在反应时间t时为Ct，则反应速率v可以表示为：v = -d[C]/dt=-k[C]。
其中，k为反应速率常数，[C]为反应物的浓度。
如果反应物的浓度随着时间的推移而发生了变化，则反应速率v与反应物的浓度C 并不是一个比例关系。
当反应物的浓度随时间呈指数变化时，表观反应速率v总是可求的。
4. 结果分析（10分钟）根据实验的结果，可以得出金属锌和稀盐酸反应的表观反应速率，进一步探讨化学反应速率的影响因素，例如反应物浓度、温度等。
通过不同条件下的实验数据比较，说明不同条件下的反应速率的差别。
四、教学反思通过本次教学，学生了解了化学反应速率的概念，掌握了测定化学反应速率的方法和利用表观反应速率计算化学反应速率的方法。
大学化学2.2 影响化学反应速率的因素
质量作用定律只适用于基元反应。对 于复杂反应，质量作用定律只适用于复杂 反应的每一步基元反应，因此，不能根据 复杂反应的总反应式直接书写速率方程。
8
如复杂反应： 2NO 2H2 N2 2H2O 实验测得其反应速率为： k c2 (NO) c(H2 )
而不是 k c2 (NO) c2 (H2 )
例如：测得
2N2O5(CCl4) N2O4(CCl4) O2(g)不同温度下的k值
T/K 293.15 298.15 303.15 308.15 313.15 318.15
k / s1
0.235104 0.469104 0.933104 1.82104 3.6 2 1 04 6.29104
13
(1)
x=kt
c0 c kt
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱc-t 或x-t成线性关系。
(2) k的单位：molL-1s-1或molL-1min-1。
(3)
t0.5
c0 c k
c0
1 2
c0
k
c0 2k
半衰期与浓度成正比。
14
反应速率与反应物浓度的一次方成正
比的反应。
如：226 88
Ra
222 86
(2)H2(g) Cl2(g) 2HCl(g)
1
2 k2 c(H2 ) c 2 (Cl2 ) 3/2级反应 12
3.零级反应和一级反应
零级反应
t=0 t=t
AB
c0 0 cx
dc dx k dt dt
积分得： x=kt c0 c kt
c-t 或x-t成线性关系。
第2章 化学反应速率
实验1 化学反应速率和活化能的测定
实验1 化学反应速率和活化能的测定一、实验目的1. 了解浓度、温度和催化剂对反应速度的影响。
2. 加深对反应速率和活化能概念的理解。
3. 测定过二硫酸铵与碘化钾反应的反应速率，并计算反应级数、反应速率常数和反应的活化能。
4. 练习温度、时间和体积的测量及恒温操作。
二、实验原理在水溶液中过二硫酸铵和碘化钾发生如下反应：4228424243(NH )S O +3KI (NH )SO +K SO +KI =或： 2--2--2843S O +3I 2SO +I = （1）其反应速率根据速率方程可表示为：82--2(S O )(I )m n kc c ν=⋅ （2）式中v 是在此条件下反应的瞬时速率，若2-28[S O ]、-[I ]是起始浓度，则v 表示起始速度，k 是速率常数，m 与n 之和是反应级数。
实验能测定的速率是在一段时间(△t )内反应的平均速率，如果在△c 时间内2-28[S O ]的改变为△2-28[S O ]，则平均速率：2-28(S O )c tν-∆=∆ （3）近似地用平均速率代替起始速率：2-2--2828(S O )(S O )(I )m n c kc c t ν-∆==⋅∆ （4） 为了能够测出反应在△c 时间内2-28[S O ]的改变值，需要在混合(NH 4)2S 2O 8和KI 溶液的同时，注入一定体积已知浓度的Na 2S 2O 3溶液和淀粉溶液，这样在反应（1）进行的同时还进行下面的反应：2--2--233462S O +I =S O +3I （5）这个反应进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应（1）比反应（2）慢得多。
因此，由反应（1）生成的-3I 立即与2-23S O 反应，生成无色的2-46S O 和-I 。
所以在反应的开始阶段看不到碘与淀粉反应而显示的特有蓝色。
但是一当Na 2S 2O 3耗尽，反应（1）继续生成的I 3-就与淀粉反应呈现出特有的蓝色。
由于从反应开始到蓝色出现标志看2-23S O 全部耗尽，所以从反应开始到出现蓝色这段时间△t 里，2-23S O 浓度的改变△2-23[S O ]实际上就是Na 2S 2O 3的起始浓度。
化学反应速率 大学
cA kA t
c(A) ＝ c(A)0 － k t
零级反应的特征：
① 在一定温度下，反应速率是常数，与浓度无关。 ② 速率常数 kA 的单位为： mol dm 3 s 1 ③ A物质的浓度 cA 与时间 t 成线性关系。
半衰期：反应物消耗一半所需的时间称为半衰期， 用t1/2表示。它是衡量化学反应快慢的一个重要指标。 零级反应：
又如：H2 ( g ) ＋ I2 ( g ) ＝ 2 HI ( g ) 实验上或理论上都证明，它并不是一步完成的基元反应， 它的反应历程可能是如下两步基元反应： ① I2 ＝ I＋I （快） （慢）
② H2 ＋ 2 I ＝ 2 HI
化学反应的速率由反应速率慢的基元反应决定。 基元反应或复杂反应的基元步骤中发生反应所需要的微 粒（分子、原子、离子）的数目称为反应的分子数。 反应的分子数与反应级数是两个不同的概念！
d cCH 4 dt
k1 1 / 2 3 / 2 k2 ( ) cCH 3CHO 2k 4
解：
d cCH4 dt
k2c CH3 cCH3CHO (1)
(2)
d cCH3 dt
2 k1cCH3CHO k2c CH3 cCH3CHO k3c CH3CO 2k4cCH 0 3
分类：
单分子反应: SO2Cl2 的分解反应： SO2Cl2 ＝ SO2 ＋ Cl2 双分子反应: NO2 的分解反应 ： 2 NO2 ＝ 2 NO ＋ O2 三分子反应: HI 的生成反应 H2 ＋ 2 I ＝ 2 HI
四分子或更多分子碰撞而发生的反应尚未发现。
4-3-2 反应机理的探讨
反应 2 NO＋O2＝2NO2 实验得 r＝kc(NO) 2c(O2) （快） （快） （慢）
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：化学平衡与反应速率的实验研究报告
大学化学：化学平衡与反应速率的实验研究报告1. 引言1.1 概述本实验报告旨在通过实验研究，探讨化学平衡与反应速率在大学化学中的重要性及其相关实验方法。
化学平衡和反应速率是化学领域中基础且关键的概念，对于理解化学反应动力学和掌握化学过程中的平衡态至关重要。
通过实验研究，我们可以获得更深入的理论知识，并为未来的科研工作提供参考。
1.2 文章结构本文报告将分为五个主要部分。
首先是引言部分，介绍了本次实验研究的背景和目标。
接下来是第二部分，涉及化学平衡的实验研究，包括理论基础、实验设计、实验结果与分析等内容。
第三部分则聚焦于反应速率的实验研究，包括理论基础、实验设计和结果与分析等方面。
第四部分将对两者进行比较分析，并探讨结果的解释与推断以及相关实际意义和应用前景。
最后一部分是结论与展望，总结了主要观点和发现，并对研究工作提出评价和改进建议，同时展望未来的研究方向。
1.3 目的本次实验的目的主要有以下几点：一是通过实验研究了解化学平衡的基本概念和原理，掌握相关实验方法；二是通过实验研究了解反应速率与反应动力学的相关知识，探索测定反应速率的方法；三是比较分析化学平衡与反应速率之间的关系和差异，深入理解两者对化学过程影响的不同方面；四是解释和推断实验结果，并探讨其在实际中的意义及应用前景。
通过这些目标，我们将拓展对大学化学中重要概念的理解，并为日后进一步研究提供参考依据。
2. 化学平衡的实验研究：2.1 理论基础：化学平衡是指在封闭系统中，反应物生成产物的速率相互平衡，反应物和产物之间的浓度保持稳定。
根据Le Chatelier原理，当体系受到外部条件的改变时，化学平衡会发生移动以重新建立平衡状态。
在这个实验中，我们将研究某种特定化学反应的平衡状态以及改变温度、浓度等因素对化学平衡的影响。
2.2 实验设计：实验过程中我们选择了一种化学反应，并控制不同因素来研究其影响。
首先，我们准备了所需的实验材料和仪器设备。
化学反应速率及活化能的测定实验报告.doc
化学反应速率及活化能的测定实验报告1.概述化学反应速率用符号J或ξ表示，其定义为：J=dξ/dt（3-1）ξ为反应进度，单位是mol，t为时间，单位是s。
所以单位时间的反应进度即为反应速率。
dξ=v-1B dn B（3-2）将式（3-2）代入式（3-1）得：J=v-1B dn B/dt式中n B为物质B的物质的量，dn B/dt是物质B的物质的量对时间的变化率，v B为物质B的化学计量数（对反应物v B取负值，产物v B取正值）。
反应速率J总为正值。
J的单位是mol·s-1。
根据质量作用定律，若A与B按下式反应：aA＋bB→cC＋dD其反应速率方程为：J=kc a（A）c b（B）k为反应速率常数。
a＋b=nn为反应级数。
n=1称为一级反应，n=2为二级反应，三级反应较少。
反应级数有时不能从方程式判定，如：2HI→I2＋H2看起来是二级反应。
实际上是一级反应，因为HI→H＋I（慢）HI＋H→H2＋I（快）I＋I→I2（快）反应决定于第一步慢反应，是一级反应。
从上述可知，反应级数应由实验测定。
反应速率的测定测定反应速率的方法很多，可直接分析反应物或产物浓度的变化，也可利用反应前后颜色的改变、导电性的变化等来测定，如：可通过分析溶液中Cl-离子浓度的增加，确定反应速率，也可利用反应物和产物颜色不同，所导致的光学性质的差异进行测定。
从上式还可以看到，反应前后离子个数和离子电荷数都有所改变，溶液的导电性有变化，所以也可用导电性的改变测定反应速率。
概括地说，任何性质只要它与反应物（或产物）的浓度有函数关系，便可用来测定反应速率。
但对于反应速率很快的本实验测定（NH4）2S2O8（过二硫酸铵）和KI反应的速率是利用一个在水溶液中，（NH4）2S2O8和KI发生以下反应：这个反应的平均反应速率可用下式表示（NH4）2S2O8溶液和KI溶液混合时，同时加入一定体积的已知浓度的Na2S2O3反应：记录从反应开始到溶液出现蓝色所需要的时间Δt。
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。
化学反应速率的测定实验
化学反应速率的测定实验一、引言化学反应速率是指反应物转化为生成物的速度。
对于化学反应的研究，除了需要了解反应物和生成物之间的物质转化关系外，还需要了解反应速率的大小及其影响因素。
因此，测定化学反应速率的实验是化学研究中的一项重要内容。
本文将介绍一种常见的测定化学反应速率的实验方法，并对实验过程进行详细描述和分析。
二、实验目的本实验的目的是通过测定反应体系中产物的生成情况，利用实验数据计算反应速率，并研究影响反应速率的因素。
三、实验原理化学反应速率可以通过测定反应物浓度的变化来确定。
一般情况下，反应速率与反应物浓度的变化关系可以用速率方程表示。
在本实验中，考虑到反应物浓度对反应速率的影响较为直接，因此将测定反应物浓度的变化情况，进而计算反应速率。
四、实验器材和试剂实验器材：1. 反应釜2. 温度计3. 滴管4. 定容瓶5. 注射器试剂：1. 反应物A2. 反应物B3. 催化剂C五、实验步骤1. 将反应釜连接到实验装置中。
2. 将反应釜中装入一定量的反应物A和B。
3. 加入适量的催化剂C以加快反应速率。
4. 记录添加反应物A和B之后的时间t0。
5. 在一定时间间隔内，分别取出一定体积的反应物溶液，用定容瓶稀释至相同体积。
6. 用滴管将稀释后的反应物溶液滴入一定浓度的指示剂D中。
7. 观察指示剂D的颜色变化，记录下颜色变深所需的滴数和时间t1。
8. 重复步骤5-7，分别在不同时刻记录颜色变深所需的滴数和时间。
9. 将实验数据整理并计算反应速率。
六、数据处理与结果分析1. 根据实验数据中测得的时间t0和时间t1，计算反应的时间差dt=t1-t0。
2. 根据滴数的变化，计算出每滴滴入所需的时间dt2。
3. 根据稀释后的反应物溶液体积和每滴滴入的时间计算出单位时间内反应物的消耗量。
4. 根据反应物的消耗量和时间差，计算出反应速率。
5. 根据实验过程中的实际测量，进行数据处理和结果分析，得出结论。
七、结论通过本实验，我们成功地测定了化学反应的速率，并计算出了反应速率的大小。
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。
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大学实验化学 化学反应速率 难题解析例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(NO )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。
（ ）2．对于元反应，反应速率常数总是随着温度的升高而增大。
（ ）3．凡速率方程式中各物质浓度的指数等于反应方程式中其化学式前的系数时，此反应为元反应。
（ ）4．质量作用定律仅适用于元反应。
（ ）5．反应N 2（g ）+3H 2（g ）→2NH 3（g ），因N 2、H 2、NH 3都处于同一相中，所以此反应中催化剂的催化作用为均相催化。
（ ）二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出）1．实验测得2ICl （g ）+H 2（g ）→I 2（g ）+2HCl （g ）的反应速率正比于ICl 浓度的一次方和H 2浓度的一次方。
由此可知此反应是 （ ）A ．三分子反应，三级反应B ．双分子反应，二级反应C ．一级反应D ．二级反应E ．三分子反应、二级反应 2．某化学反应：A ﹢2B →Y ，若其速率方程为)B ()A ()A (A c c k dtdc ⋅⋅=-或)B ()A ()B (B c c k dtdc ⋅⋅=-，则k A 与k B 的关系是 （ ） A ．k A = k B B ．k A =2 k B C ．2k A = k B D ．k A =3 k B E ．3k A = k B3．某化学反应，反应物反应掉其87所需时间恰是它反应掉43所需时间的1.5倍，则该化学反应的级数是 （ ）A ．三级反应B ．无法确定C ．二级反应D ．一级反应E ．零级反应4．某一级反应的半衰期t 1/2 是30 min ，则其反应速率常数k 为 （ ）A ．20.8 min －1B ．0.23 min －1C ．0.023 min －1D ．43.3 min －1E ．30 min －15．在某温度下，反应 (g)H 23(g)N 2122+NH 3 (g)的平衡常数K = a 。
上述反应如果改写为2NH 3（g ）N 2（g ）+3H 2（g ），则在相同温度下反应的平衡常数为 （ ）A ．aB ．1/aC ．a 2D ．1/a 2E ．a /2三、填空题1．若反应A ＋2B → C 是基元反应，则其反应的速率方程可以写成=-t c d )A (d （1） ，则其反应分子数是 （2） 。
2．某反应，反应物反应掉了95所需的时间是它反应掉31所需时间的2倍，这个反应是（3） 级反应。
3．反应A ＋B → C 的动力学方程式为)C ()B ()A (d )A (d A c c c k t c ⋅=-，则该反应的总级数是 （4） 级，若浓度以mol·L —1为单位，时间以s 为单位，则速率常数的单位是 （5） 。
四、问答题 1．为什么反应物间所有的碰撞并不是全部都是有效的？ 2．A(g) ＋ B(g) → 产物，总反应一定是二级反应么？ 3．零级反应是否是基元反应？具有简单级数的反应是否一定是基元反应？ 五、计算题 1．某药物溶液的初始含量为5.0 g·L －1，室温下放置20个月后含量降为4.2 g·L －1。
如药物含量降低10%即失效，且其含量降低的反应为一级反应，问：（1）药物的有效期为几个月？（2）半衰期是多少？ 2．已知在660K 时，测得反应2NO + O 22NO 2 实验数据如下： 起始浓度(mol·L –1) 起始速率(mol·L –1·s –1) 2O v 降低速率 0.010 0.010 2.5×10–3 0.0100.020 5.0×10–3 0.030 0.020 4.5×10–2试求：（1）反应速率方程式和反应级数；（2）此温度下的反应速率常数；（3）当)NO (c = 0.015 mol·L –1；)O (2c = 0.025 mol·L –1时的反应速率。
学生自测答案一、判断题1．× 2．√ 3．× 4．√ 5．×二、选择题1．D 2．C 3．D 4．C 5．C三、填空题1．（1）)B ()A (2c c k ⋅⋅ （2）32．（3）一级3．（4）一级 （5）s —1四、问答题 （略）五、计算题1．解：因为该药物的降解为一级反应 303.2lg A A 0t k c c ⋅= 设该药物的有效期为x 个月，则： 2．解：（1） 设速率方程式为 n m k 010.0010.0105.23⨯⨯=⨯- ① n m k 020.0010.0100.53⨯⨯=⨯- ② n m k 020.0030.0105.42⨯⨯=⨯- ③ 由①和②式得： n =1 由②和③式得： m=2 ∴ 速率方程式为 )O ()NO (22c c k v ⋅⋅= 反应级数为三级（2）将表中数据代入速率方程式中得： 3105.2⨯=k L 2·mol –2·s –1（3） )NO (c = 0.015 mol·L –1，)O (2c = 0.025 mol·L –1 时，代入速率方程：222104.1)O ()NO (-⨯=⋅⋅=c c k v mol·L –1·s –1 章后习题答案习题1．解释并理解下例名词(1)反应速率 (2)瞬时速率 (3)元反应 (4)质量作用定律 （5）速率常数 (6) 反应级数（7）半衰期（9）有效碰撞 (9)活化能解（1）反应体系中各物质的数量随时间的变化率（2）反应在每一时刻的真实速率（3）反应物分子直接碰撞一步就能转化为生成物的化学反应（4）当温度一定时，元反应的反应速率与各反应物浓度以化学反应计量方程式中相应的系数为指数的幂之积成正比（5）反应速率方程式中的系数k ，在数值上等于各反应物浓度均为1mol·L -1时的反应速率；与反应的本性及反应温度有关（6）反应速率方程式中各反应物浓度方次之和（7）反应物反应掉一半所需要的时间（8）能发生反应的碰撞（9）活化分子具有的最低能量E’ 与反应物分子的平均能量E 平之差2．反应的速率常数k 的物理意义是什么？当时间单位为h ，浓度单位为mol·L -1，对一级、二级和零级反应，速率常数的单位各是什么？解 在数值上等于各反应物浓度均为1mol·L -1时的反应速率，故k 又称为反应的比速率。
一级反应：h -1; 二级反应：L·mol -1·h -1; 零级反应：mol·L -1·h -1.3．碰撞理论与过渡态理论各如何阐述反应速率的？解 碰撞理论认为活化分子在恰当的取向上碰撞才能发生化学反应，活化能越小，反应越快。
过渡状态理论认为反应物分子需克服一定的活化能，形成不稳定的高能态活化络合物，这一中间物质能转化为产物也可分解成反应物。
反应速率取决于转化为生成物的快慢。
过度状态理论借用碰撞理论中活化能的概念，进一步从反应的微观过程以及反应过程中的能量这两个方面与反应速率联系起来考虑，更直观地揭示反应的过程。
4．温度升高或降低，可逆反应的正、逆向化学反应速率都加快或减慢，为什么化学平衡会移动？ 解 温度对不同反应速率的影响相差很大，可逆反应的E a 和E a ′值不同但均大于零，温度升高时（其他条件不变），速率常数增大，因此正、逆反应速率都增加。
但温度的改变对E a 值大的反应影响显著，所以温度升高正、逆反应速率增加程度不同，化学平衡将移动。
5. 化学反应的等压反应热∆r H m θ与反应的活化能之间有什么关系？解 ∆r H m θ = E a －E a ′6．在相同温度下有如下两个反应：当E a 2 > E a 1时，温度的改变对那一个反应的影响大？请根据Arrhenius 方程说明原因。
解 Arrhenius 方程为：A RTE k a ln ln +-=，对E a 越大的反应，其直线斜率越小（因E a >0），即k 的变化就越大，速率的变化也越大，即表明相同的温度变化对E a 值大的反应影响显著，因此，对反应（2）影响大。
7．在SO 2氧化成SO 3 反应的某一时刻，SO 2的反应速率为13.60 mol·L -1·h -1，试求O 2和SO 3的反应速率各是多少？解 反应为v (SO 2) = 1/2 v (O 2) = v (SO 3)则有 v (O 2) = 2 ⨯ 13.60 mol·L -1·h -1= 27.2mol·L -1·h -1v (SO 3) = 13.60 mol·L -1·h -18．多数农药的水解反应是一级反应，它们的水解速率是杀虫效果的重要参考指标。