第6章化学反应速率与化学反应动力讲义学初步
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6.1.2 反应的瞬时速率Instantaneous rate of chemical reaction
6.1.1 化学反应的平均速率
定义
反应速率 (反应比率) 是指给定条件下反应物通过化 学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度 的减少或者产物浓度的增加来表示。
浓度常用moldm–3，时间常用s，min，h，d，y。反 应速率又分为平均速率（平均比率）和瞬时速率（瞬间 比率）两种表示方法。
本章教学要求
1. 了解化学反应速率、速率方程、碰撞理论、过 2. 渡状态理论和活化能概念； 2. 理解并会用浓度、温度、催化剂诸因素解释其对化 3. 学反应速率的影响； 3. 掌握Arrhenius公式的应用，会用其求算活化 4. 能及某温度下的反应速率； 4. 理解反应分子数和反应级数的概念，会进行基元反 5. 应有关的简单计算； 5. 掌握零级、一级和二级反应的特征。
▲ 速率方程相同，但各自的k不同。
6.1.2 反应的瞬时速率
1.00
瞬时速率只能用作
0.80
c(N2O5)/mol·dm-3
图的方法得到，例如对 0.60
于反应（45 ℃ ）： 0.40
2N2O5 →4NO2+O2
0.20
v=5.4×10-4 mol ·dm-3 ·s-1 v=2.7×10-4 mol ·dm-3 ·s-1
6.1 化学反应的平均速率和瞬时速率 Average rate and instantaneous rate of chemical reaction
6.2 反应速率理论简介 Brief introductory to reaction rate theory
6.3 影响化学反应速率的因素 Influential factors on chemical reaction rate
6.4 化学反应机理及其研究方法 Chemical reaction mechanism and the study methods
6.1 化学反应的平均速率和瞬时速率 Average rate and instantaneous rate of chemical reaction
6.1.1 化学反应的平均速率The average rate of chemical reaction
1.50
c(H2O )/ 2mol·dm-3
随着时间的推移，双氧水的浓度在减小！
0.50
400 1200 2000 2800
T/s
平均速率用反应物和产物表示都可以
General formula
对于一般的化学反应：
aA + bB
yY + zZ
dcAdcBdcYdcZ
adt bdt ydt zdt
▲ 实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易 通过实验监测其浓度变化。
以H2O2在水溶液中的分解反应为例讨论这两个概念。
2 H2O2(aq)
2 H2O(l) ＋ O2(g)
分解反应的数据分析
t/s 0 400 800 1 200 1 600 2 000 2 400 2 800
c(H2O2)/mol·dm–3 2.32 1.72 1.30 0.98 0.73 0.54 0.39 0.28
6.2.1 碰撞理论 Collision theory 6.2.2 过渡状态理论 Transition state
theory
6.2.3 活化能 Ea Activation energy
反应速率理论
6.2.1 碰撞理论
Reaction rate theory
1918年 Lewis以气体分子运动论为基础提出。
vdc(N2O5) dt
lim v t 0
400 800 1200 1600 2000 时间(s)
c(N2O5)/mol·dm-3 0.90 0.45
v/mol ·dm-3 ·s-1 5.4×10-4 2.7×10-4
6.2 反应速率理论简介 Brief introductory to reaction rate theory
△t/s 400 400 400 4百度文库0 400 400 400
△c(H2O2)/mol·dm–3 －0.60 －0.42 －0.32 －0.25 －0.19 －0.15 －0.11
反应的平均速率=
－△c(H2O2) △t
2.50
average rate
(－△c(H2O2)/△t)/mol·dm–3·s–1 15.0×10-4 10.5×10-4 8.0×10-4 6.3×10-4 4.8×10-4 4.8×10-4 2.8×10-4
反应速率可表示为：
Ea
ZPf ZPe RT
这里，Z
P
f
碰撞总数 取向因子 能量因子
6.2.2 过渡状态理论
A+B-C→[A‥·B ‥·C]* →A-B+C
反应物
活化络合物
产物
(始态)
(过渡态)
(终态)
过渡状态又叫活化络合物 （有活性的复杂的）
对于反应
O C
O 118pNm
O+
CO
113pm
O
O
精品
第6章化学反应速率与化学反应 动力学初步
文物是不可再生的资源
随着空气中二氧化硫浓度的增加,使 得酸雨的“浓度” 也在增加。结果文物被 腐蚀的速度也在加快。
化学动力学(化学的动力学)研究的是反应进行的速 率, 并根据研究反应速率提供的信息探讨反应机理，即研 究反应的快慢和反应进行的途径。
H2与O2具有生成H2O的强烈趋势, 但室温下气体混 合物放置1万年仍看不出生成H2O的迹象。为了利用这个 反应释放的巨大能量, 就必须提供适当的动力学条件。 因此，化学动力学研究还在于其实用意义。
对于反应
O 3 (g N ) O N ( 2 (g O g O )2 ) (g)
νk(cNcO (O 3)
发生有效碰撞的两个基本前提: ● 碰撞粒子的动能必须足够大
● 对有些物种而言,碰撞的几何方位要适当
对 HCl 和 NH3 的气相反应，显然 HCl 的 H 端只能通过狭窄的“窗口”接近孤对电子， 发生有效碰撞的机会自然小多了。
N
活化络合物
（过渡态）
N O+O C O
115pm 116pm
effective collision
6.2.3 活化能 Ea
活化能的定义有不同的表述形式：
Lewis定义：能够进行化学反应的活化反应物所具有的最 低能量称为“临界能量”，所以他把“具有完成化学反应 最小的、必须的能量，称为活化能”。（依据碰撞理论） Tolman（托尔曼）定义：活化能是活化分子的平均能量与 全部反应物分子平均能量之差。（依据过渡状态理论） 我们是否可以这样认为：The minimum energy required to initiate a chemical reaction is called the activation energy. The value of Ea varies from reaction to reaction.
6.1.1 化学反应的平均速率
定义
反应速率 (反应比率) 是指给定条件下反应物通过化 学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度 的减少或者产物浓度的增加来表示。
浓度常用moldm–3，时间常用s，min，h，d，y。反 应速率又分为平均速率（平均比率）和瞬时速率（瞬间 比率）两种表示方法。
本章教学要求
1. 了解化学反应速率、速率方程、碰撞理论、过 2. 渡状态理论和活化能概念； 2. 理解并会用浓度、温度、催化剂诸因素解释其对化 3. 学反应速率的影响； 3. 掌握Arrhenius公式的应用，会用其求算活化 4. 能及某温度下的反应速率； 4. 理解反应分子数和反应级数的概念，会进行基元反 5. 应有关的简单计算； 5. 掌握零级、一级和二级反应的特征。
▲ 速率方程相同，但各自的k不同。
6.1.2 反应的瞬时速率
1.00
瞬时速率只能用作
0.80
c(N2O5)/mol·dm-3
图的方法得到，例如对 0.60
于反应（45 ℃ ）： 0.40
2N2O5 →4NO2+O2
0.20
v=5.4×10-4 mol ·dm-3 ·s-1 v=2.7×10-4 mol ·dm-3 ·s-1
6.1 化学反应的平均速率和瞬时速率 Average rate and instantaneous rate of chemical reaction
6.2 反应速率理论简介 Brief introductory to reaction rate theory
6.3 影响化学反应速率的因素 Influential factors on chemical reaction rate
6.4 化学反应机理及其研究方法 Chemical reaction mechanism and the study methods
6.1 化学反应的平均速率和瞬时速率 Average rate and instantaneous rate of chemical reaction
6.1.1 化学反应的平均速率The average rate of chemical reaction
1.50
c(H2O )/ 2mol·dm-3
随着时间的推移，双氧水的浓度在减小！
0.50
400 1200 2000 2800
T/s
平均速率用反应物和产物表示都可以
General formula
对于一般的化学反应：
aA + bB
yY + zZ
dcAdcBdcYdcZ
adt bdt ydt zdt
▲ 实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易 通过实验监测其浓度变化。
以H2O2在水溶液中的分解反应为例讨论这两个概念。
2 H2O2(aq)
2 H2O(l) ＋ O2(g)
分解反应的数据分析
t/s 0 400 800 1 200 1 600 2 000 2 400 2 800
c(H2O2)/mol·dm–3 2.32 1.72 1.30 0.98 0.73 0.54 0.39 0.28
6.2.1 碰撞理论 Collision theory 6.2.2 过渡状态理论 Transition state
theory
6.2.3 活化能 Ea Activation energy
反应速率理论
6.2.1 碰撞理论
Reaction rate theory
1918年 Lewis以气体分子运动论为基础提出。
vdc(N2O5) dt
lim v t 0
400 800 1200 1600 2000 时间(s)
c(N2O5)/mol·dm-3 0.90 0.45
v/mol ·dm-3 ·s-1 5.4×10-4 2.7×10-4
6.2 反应速率理论简介 Brief introductory to reaction rate theory
△t/s 400 400 400 4百度文库0 400 400 400
△c(H2O2)/mol·dm–3 －0.60 －0.42 －0.32 －0.25 －0.19 －0.15 －0.11
反应的平均速率=
－△c(H2O2) △t
2.50
average rate
(－△c(H2O2)/△t)/mol·dm–3·s–1 15.0×10-4 10.5×10-4 8.0×10-4 6.3×10-4 4.8×10-4 4.8×10-4 2.8×10-4
反应速率可表示为：
Ea
ZPf ZPe RT
这里，Z
P
f
碰撞总数 取向因子 能量因子
6.2.2 过渡状态理论
A+B-C→[A‥·B ‥·C]* →A-B+C
反应物
活化络合物
产物
(始态)
(过渡态)
(终态)
过渡状态又叫活化络合物 （有活性的复杂的）
对于反应
O C
O 118pNm
O+
CO
113pm
O
O
精品
第6章化学反应速率与化学反应 动力学初步
文物是不可再生的资源
随着空气中二氧化硫浓度的增加,使 得酸雨的“浓度” 也在增加。结果文物被 腐蚀的速度也在加快。
化学动力学(化学的动力学)研究的是反应进行的速 率, 并根据研究反应速率提供的信息探讨反应机理，即研 究反应的快慢和反应进行的途径。
H2与O2具有生成H2O的强烈趋势, 但室温下气体混 合物放置1万年仍看不出生成H2O的迹象。为了利用这个 反应释放的巨大能量, 就必须提供适当的动力学条件。 因此，化学动力学研究还在于其实用意义。
对于反应
O 3 (g N ) O N ( 2 (g O g O )2 ) (g)
νk(cNcO (O 3)
发生有效碰撞的两个基本前提: ● 碰撞粒子的动能必须足够大
● 对有些物种而言,碰撞的几何方位要适当
对 HCl 和 NH3 的气相反应，显然 HCl 的 H 端只能通过狭窄的“窗口”接近孤对电子， 发生有效碰撞的机会自然小多了。
N
活化络合物
（过渡态）
N O+O C O
115pm 116pm
effective collision
6.2.3 活化能 Ea
活化能的定义有不同的表述形式：
Lewis定义：能够进行化学反应的活化反应物所具有的最 低能量称为“临界能量”，所以他把“具有完成化学反应 最小的、必须的能量，称为活化能”。（依据碰撞理论） Tolman（托尔曼）定义：活化能是活化分子的平均能量与 全部反应物分子平均能量之差。（依据过渡状态理论） 我们是否可以这样认为：The minimum energy required to initiate a chemical reaction is called the activation energy. The value of Ea varies from reaction to reaction.