第4章 化学反应速率吉林大学无机化学资料
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无机化学_04b化学反应速率
10℃，k将增大2~10倍；
化学与环境工程系
高一定温度，在高温区值增加较少， 因此 对于原本反应温度不高的反应 ,可采用升温 的方法提高反应速率； 4. 对不同反应，升高相同温度， Ea大的反 应 k 增大的倍数多，因此升高温度对反应 慢的反应有明显的加速作用。
k 2 Ea T2 T1 3. 根据 ln 对同一反应，升 k1 R T1T2
化 学 计 量 速 率 反 应 方 程 级 数 方 程 式 500K NO 2 g C Og 2 2 kcNO2 NOg C O2 g kcH 2 cI 2 H2 g I2 g 2HIg 1+1
2
化学与环境工程系
3.2.2 由实验确定反应速率方程的 简单方法—初始速率法 1073 k 2NOg 2H2 g N2 g 2H2Og
反应的有关实验数据如下：
1 1 1 -1 /( mol L s ) c H /( mol L ) c NO /( mol L ) Ô é Ê Ñ ± à Å º 2
化学与环境工程系
3.1.1
定容反应的反应速率
如果体积不变：
dnB dcB V Bdt Bdt
1 c B t
t 0时
化学与环境工程系
对于一般的化学反应：
aA + bB
y Y + zZ
dcA dcB dcY dcZ adt bdt ydt zdt
T/K 293.15 298.15 303.15 308.15 313.15 318.15
k/s
1
4
1 / T
3.4110 3.35103 3.30103
无机化学课件：第4章 化学反应速率
计量 数
1+1 1+1 2+1
2+1 2+2 2NOg 2H2 g N2 g H2Og kc2 (NO)cH2
S2O82 aq 3I aq
2SO24 aq I3 aq
k
c
S2
O
28
c
I-
1+1
1+3
5Br
aq
BrO
3
aq
3Br2 aq 3H2Oaq
6H aq kc Br -
对于一般的化学反应：
aA bB
速率常数
yY zZ
反应级数
kcA cB
速率方程
反应速率
反应物浓度
反应级数： 反应速率方程中m+n，由实验所得；
反应分子数： 基元反应方程式中a+b，由基元反应方程式 中的计量关系所得。
例：H2(g) + I2(g) 2HI(g) 其反应历程分两个基元步骤进行：
对于反应： aA bB gG hH
(A) kA[A]m[B]n (B) kB[A]m[B]n (G) kG[A]m[B]n (H) kH[A]m[B]n
1 a
kA
1 b
kB
1 g
kG
1 h
kH
k
由实验确定化学反应的速率方程
例：反应 NH4+(aq) +NO2- = N2(g) + 2H2O(l)
1918年有路易斯以气体分子运动论为 基础提出，适用于气相双分子反应。该理 论认为：
（1）反应物分子间的相互碰撞是反 应进行的先决条件。
（2）互相碰撞的分子必须具有足够的 能量。 （3）反应物分子互相碰撞时应有合适 的取向。
无机化学化学反应速率-PPT课件
2019/3/12
4
用浓度对时间作图，所得的曲线称作动力学曲线 。可形象显示反应的快慢及与浓度的关系。 如：H2O2(aq) → H2O(l)+ 1/2O2(g)
1
0.8
0.6
0.4 0.2 0 0 10 20 30 40 50 t/min
5
60
70
80
90
2、平均速率和瞬时速率
在恒容条件下，通常是以单位时间内反 应物浓度减少的量或生成物浓度增加的量来 表示。 v反应速率 的量纲为浓度•时间-1，如 mol· L-1· s-1。 平均速率 瞬时速率
19
NO(g) + O3 = NO2(g) +O2(g)
与 间 的 碰 撞
20
有效碰撞理论总结
只有能量足够，方位合适的分子的碰撞才 是有效碰撞。
21
分子能量分布曲线
22
碰撞理论要点 • ①化学反应发生的首要条件是反应物分子间 必须相互碰撞。 • ②只有活化分子间的碰撞才能发生化学反应。 • ③只有当活化分子采取合适的取向进行碰撞 时，化学反应才能发生。
（A为反应物）
10
瞬时速率与时间的关系
11
整个反应的瞬时速率
对一般的化学反应： a A + bB = cC + dD
1 dc 1 dc 1 dc 1 dc A B C v D
a dt b dtc dtd dt
12
时反应物中物质B的物质的量 n ( B ) —反应进度为
1、碰撞理论
有效碰撞理论
①反应是通过反应物分子彼此碰撞而发生的，其中 能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
②发生有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子的 百分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。
精编内蒙古民族大学无机化学吉大武大版-第4章化学反应的速率资料
小时(h)等表示。这样，化学反应速率的单位可为：
mol ·L-1·s-1、 mol ·L-1·min-1、 mol ·L-1·h-1…。
反应速率又分为平均速率（平均比率）和瞬时速率 （瞬比率）两种表示方法。
t/s c(H2O2)/mol·dm–3 △t/s
0
2.32
400
400
1.72
400
时间 /min
0
1
2
3
4
C （ N2O5 ） /mol· L-1
0．160
0．133
0．080
0．056
0．040
（2）根据数据作 被测组分的浓度 ─时间图
V（/ mol ·L- 1 ·min -1 ）
0.160 0.120 -
0．056 0．039 0．028 0．020 0．014
V
=
斜率
=
-Δ c —Δ——t
（3）图中曲线上
0.080 -
各点的斜率就是
0.040 -|
|
|
|
|
该点的反应速度
01 2 3 4
实验要求 ：反应的速度不能太快，因
为太快，浓度不能准确测定。
§4-2 反应速率理论简介 （ Brief introductory to reaction rate theory） 2-1 碰撞理论（Collision theory）
过渡状态理论认为： 化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就
能完成的，而是在碰撞后，分子中的化学键要经过重 排，能量要重新分配。在反应过程中先要经过一个中 间的过渡状态，即反应物分子先形成一种活化配合物。
在下列反应中 A＋BC → AB＋C
A+B-C →
mol ·L-1·s-1、 mol ·L-1·min-1、 mol ·L-1·h-1…。
反应速率又分为平均速率（平均比率）和瞬时速率 （瞬比率）两种表示方法。
t/s c(H2O2)/mol·dm–3 △t/s
0
2.32
400
400
1.72
400
时间 /min
0
1
2
3
4
C （ N2O5 ） /mol· L-1
0．160
0．133
0．080
0．056
0．040
（2）根据数据作 被测组分的浓度 ─时间图
V（/ mol ·L- 1 ·min -1 ）
0.160 0.120 -
0．056 0．039 0．028 0．020 0．014
V
=
斜率
=
-Δ c —Δ——t
（3）图中曲线上
0.080 -
各点的斜率就是
0.040 -|
|
|
|
|
该点的反应速度
01 2 3 4
实验要求 ：反应的速度不能太快，因
为太快，浓度不能准确测定。
§4-2 反应速率理论简介 （ Brief introductory to reaction rate theory） 2-1 碰撞理论（Collision theory）
过渡状态理论认为： 化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就
能完成的，而是在碰撞后，分子中的化学键要经过重 排，能量要重新分配。在反应过程中先要经过一个中 间的过渡状态，即反应物分子先形成一种活化配合物。
在下列反应中 A＋BC → AB＋C
A+B-C →
【图文】无机化学 化学反应速率
k2 Ea 1 1 lg ( k1 2 .303 R T1 T2 反之，已知T1和T2时的k1和k2也可以计算出该反应的活化能。
注意：①改变反应温度，改变了反应中活化分子的百分数，但并没有改变反应的活化能。
②无论是吸热反应还是放热反应，升高反应温度，都会使反应速率加快，只不过是吸热反应速率加快的程度大于放热反应而已。
2015/11/8 46
3、催化剂反应速率的影响• （1）催化剂是一种能改变化学反应速率，但不改变化学平衡位置，反应前后自身的化学性质和质量都不发生变化的物质。
能加快反应速率的称为正催化剂，能减慢反应速率的称为负催化剂。
• 催化剂能改变反应速率的原因是改变了化学反应途径，降低反应的活化能，提高了反应的活化分子百分数。
2015/11/8 47
多相催化（非均相催化）• 反应物与催化剂不是同一相，催化剂自成一相。
• 多相催化反应是在催化剂表面（或相界面）上进行的（又称表面催化反应）。
• 因此，当催化剂、温度、反应物的量一定时，反应速率与反应物分散度、生成物的扩散速率、催化剂的表面积大小等因素有关。
2015/11/8 48
酶催化• 酶（其化学本质是蛋白质或复合蛋白质）在生物体内所起的催化作用。
酶催化是界于均相与多相之间的催化。
• 酶催化的特点是：选择性高、催化效率高（较一般催化剂的催化效率高106~1010）、反应条件温和。
2015/11/8 49。
无机化学 化学反应速率
2019/1/18
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用浓度对时间作图，所得的曲线称作动力学曲线 。可形象显示反应的快慢及与浓度的关系。 如：H2O2(aq) → H2O(l)+ 1/2O2(g)
1
0.8
0.6
0.4 0.2 0 0 10 20 30 40 50 t/min
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70
80
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2、平均速率和瞬时速率
在恒容条件下，通常是以单位时间内反 应物浓度减少的量或生成物浓度增加的量来 表示。 v反应速率 的量纲为浓度•时间-1，如 mol· L-1· s-1。 平均速率 瞬时速率
6
平均速率
反应物A 产物B
c
产物
vA / B
c2 c1 c t2 t1 t
时间：秒(s)、分(min)、 时(h)。 浓度：mol / L
反应物
t
7
整个反应的平均速率
对一般的化学反应： a A + bB = cC + dD 整个反应的平均速率：
1 cA 1 cB 1 cC 1 cD v a t b t c t d t
（A为反应物）
10
瞬时速率与时间的关系
11
整个反应的瞬时速率
对一般的化学反应： a A + bB = cC + dD
v
1 dc A
a dt
1 dc B
b dt
1 dcC
c dt
1 dc D
d dt
12
时反应物中物质B的物质的量 n ( B ) —反应进度为
（mol）;
vB —物质B的反应系数；
8
【例】 初始 t1 2秒后 t 2
大学无机化学(吉林大学、武汉大学、南开大学版)--第4章-化学反应的速率--——-内蒙古民族大学
O 118pNm
O+
CO
113pm
O
C
O
O
N
活化络合物
（过渡态）
N O+O C O
115pm 116pm
过渡状态又叫活化配合物
由于活化配合物很不稳定，它既可能分解成生成 物，也可能分解成反应物。因此，过渡状态理论认为 反应速率与三个因素有关：
①活化配合物的浓度 ②活化配合物分解的几率 ③活化配合物的分解速率
因为速度 v 与 A 的浓度成正比，所以 m＝1 (2)保持 A 的浓度不变，分析 4、5、6 组数据，
过渡状态理论认为： 化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就
能完成的，而是在碰撞后，分子中的化学键要经过重 排，能量要重新分配。在反应过程中先要经过一个中 间的过渡状态，即反应物分子先形成一种活化配合物。
在下列反应中 A＋BC → AB＋C
A+B-C →
[A‥·B ‥·C]* → A-B+C
反应物(始态) 活化配合物(过渡态) 产物(终态)
Δt0 Δt
dt
不同物质表示的反应速度间的关系 对于一般反应： aA + bB = dD + eE V(A) : V(B) : V(D) : V(E) = a : b : d : e
V(A) V(B) V(D) V(E) —— = —— = —— = ——
V(A) =-—dC—A（余者类推）
a
bde
初始浓度/mol·L-1
1 1.0
2 2.0 3 4.0 4 1.0 5 1.0 6 1.0
1.0
1.2×10-2
1.0
2.3 ×10-2
1.0
4.9 ×10-2
无机化学-化学反应速率
4 － 6 温度对化学反应速率的影响
碰撞理论认为：温度高时分子运动速率增大，活化分子的 百分数增加，有效碰撞的百分数增加，反应速率增大。
过渡状态理论认为：在反应过程中反应物必须爬过一个能 垒才能进行。升高温度，反应物分子的平均能量提高，减 小了活化能的值，反应速率加快。
1899年Arrhenius总结了大量实验事实，归纳出反应 速率常数和温度的定量关系
一级反应 SO2Cl2 ＝ SO2 ＋ Cl2 速率方程为 － dc/dt ＝ k c 即：lnc － lnc0 ＝ － k t
只有1种反应物的二级反应：
1 1 kt c c0
t1
2
1 kc0
只有1种反应物的三级反应：
1 1 2kt c2 c02
t1
2
＝3 2 kc02
4 － 5 反应速率理论简介
r（H2）＝
kc(H2)c(Br2)1/2 c(HBr)
1 + k′ c(Br2)
4 － 2 － 3 速率常数k
化学反应速率常数k是在给定温度下，各反应物浓 度皆为 1 mol·dm－3时的反应速率，因此也称比速率常数。 速率常数是温度的函数。
速率常数的单位与反应级数有关： 一级反应 s－1 二级反应 dm3·mol－1·s－1 n级反应 dm3(n－1)·mol－1(n－1)·s－1
式中的负号是为了使反应速率保持正值。
表 4－1 CH3COOC2H5 在 NaOH 溶液中的分解速率（298K）
时间 t/ min 0 3 5 7 10 15 21 25
时间变化 Δt/ min
0 3 2 2 3 5 6 4
c(OH－) mol·dm – 3 0.010 0.0074 0.0063 0.0055 0.0046 0.0036 0.0029 0.0025
《化学反应速率》 讲义
《化学反应速率》讲义一、什么是化学反应速率在我们的日常生活中，化学反应无处不在。
从食物的消化、金属的生锈，到燃料的燃烧、药物的作用，无一不是化学反应的结果。
而化学反应速率，就是用来衡量这些化学反应进行快慢的一个重要指标。
简单来说，化学反应速率就是在单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
比如说，在一个特定的化学反应中，如果在 1 秒钟内某种反应物的浓度减少了 2 摩尔每升，那么我们就说这个反应在这 1 秒钟内的反应速率是 2 摩尔每升每秒。
为了更准确地描述化学反应速率，我们通常使用数学表达式。
假设对于一个化学反应 aA ＋ bB ＝ cC ＋ dD，其反应速率 v 可以表示为：v ＝－1/a × Δc(A)／Δt ＝－1/b × Δc(B)／Δt ＝1/c × Δc(C)／Δt ＝ 1/d ×Δc(D)／Δt 。
这里的Δc 表示浓度的变化量，Δt 表示时间的变化量。
二、影响化学反应速率的因素化学反应速率并不是固定不变的，它会受到多种因素的影响。
了解这些因素对于控制和优化化学反应具有重要意义。
1、浓度反应物的浓度是影响反应速率的一个重要因素。
一般来说，反应物浓度越高，反应速率越快。
这是因为在浓度较高的情况下，反应物分子之间碰撞的机会增多，从而更容易发生反应。
例如，在铁与稀硫酸的反应中，如果增加硫酸的浓度，铁与硫酸分子之间的碰撞频率增加，反应速率就会加快。
2、压强对于有气体参与的反应，压强的改变会影响反应速率。
增大压强，相当于增大了气体反应物的浓度，反应速率会加快；减小压强，反应速率则会减慢。
但需要注意的是，压强的影响只对有气体参与且反应前后气体分子总数发生变化的反应有效。
3、温度温度对化学反应速率的影响非常显著。
通常情况下，温度升高，反应速率加快。
这是因为温度升高会使反应物分子的能量增加，运动速度加快，碰撞更加剧烈，同时也增加了有效碰撞的比例。
比如，食物在高温下容易变质，就是因为温度升高加速了化学反应的进行。
《化学反应速率》 讲义
《化学反应速率》讲义一、什么是化学反应速率在我们的日常生活中，各种化学反应无时无刻不在发生。
从食物的消化到金属的生锈，从燃料的燃烧到塑料的合成，无一不是化学反应的表现。
然而，这些反应进行的快慢程度却大不相同。
有的反应瞬间就能完成，比如酸碱中和反应；而有的反应则需要漫长的时间，例如石油的形成。
化学反应速率，就是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
简单来说，它表示单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
举个例子，如果在一个容器中发生了化学反应 A ＋B → C，我们通过测量一定时间内 A 物质浓度的下降值或者 C 物质浓度的上升值，再除以这段时间，就能得到该反应在这段时间内的平均反应速率。
二、化学反应速率的表示方法化学反应速率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。
浓度的单位通常是摩尔每升（mol/L），时间的单位可以是秒（s）、分钟（min）、小时（h）等。
例如，对于反应 2H₂O₂ → 2H₂O ＋ O₂↑，如果在 10 秒钟内H₂O₂的浓度从 10 mol/L 降到了 08 mol/L，那么这段时间内 H₂O₂的平均反应速率就是：v(H₂O₂) ＝（10 08）mol/L ÷ 10s ＝ 002 mol/（L·s)需要注意的是，化学反应速率是一个平均值。
在实际反应中，反应速率可能会随着时间的推移而发生变化。
同时，对于同一个化学反应，用不同的反应物或生成物来表示反应速率时，其数值可能不同，但它们之间存在着一定的比例关系，这个比例关系由化学反应方程式中各物质的化学计量数决定。
还是以 2H₂O₂ → 2H₂O ＋ O₂↑为例，v(H₂O₂) ： v(H₂O) ：v(O₂) ＝ 2 ： 2 ： 1。
三、影响化学反应速率的因素（一）内在因素化学反应的本质是反应物分子中的化学键断裂，原子重新组合形成生成物分子的过程。
不同的物质，其分子结构和化学键的强度不同，这就导致了它们在反应中的活性不同。
化学反应速率(无机化学核心教程)
∵ 2.50 － 2x = 0.910 ∴ x = 0.795 (mol)
练习：某药物在体内的分解反应为一级反应， 已知给药后药物在血浆中的初始质量浓度为 8.2mg/L,经4小时后，测得药物的质量浓度为 5.5 mg/L，求该药物的半衰期。
解： 1 k= t c0 8.2 1 = =0.10(h-1) ㏑ ㏑ c 4 5.5 0.693 = 6.93(h)
单分子反应：
三、质量作用定律与速率方程式 1、质量作用定律：
对于元反应：aA+bB 速率方程式： =kcAacBb dD+eE
k
速率常数，与反应物本性、T、 催化剂有关，与c无关。 质量作用定律只适用于元反应
2、速率方程式：表示反应物浓度和反应速率 之间定量关系的数学式。 例：2N2O5(g) 实验证明：
C. 稀溶液中，如溶剂参与反应，可不写入。 例：C12H22O11 + H2O == C6H12O6 + C6H12O6
v=kc(C12H22O11)
注意： 实验测得反应：2N2O5(g) == 4NO2(g)+O2(g)的速
率方程为： =kc(N2O5)而不是 =kc2(N2O5)，说
明该反应不是元反应。 实验测得反应：H2 + I2(g) == 2HI(g)的速率方程
1.08x10-4
(
333－283
)
8.314
333×283
Ea = 97.6 kJ/mol
㏑
k30 1.08x10-4
=
97600 8.314
(
303－283
303×283
)
k30 = 1.67×10-3 s-1 20 10 k20 k10
练习：某药物在体内的分解反应为一级反应， 已知给药后药物在血浆中的初始质量浓度为 8.2mg/L,经4小时后，测得药物的质量浓度为 5.5 mg/L，求该药物的半衰期。
解： 1 k= t c0 8.2 1 = =0.10(h-1) ㏑ ㏑ c 4 5.5 0.693 = 6.93(h)
单分子反应：
三、质量作用定律与速率方程式 1、质量作用定律：
对于元反应：aA+bB 速率方程式： =kcAacBb dD+eE
k
速率常数，与反应物本性、T、 催化剂有关，与c无关。 质量作用定律只适用于元反应
2、速率方程式：表示反应物浓度和反应速率 之间定量关系的数学式。 例：2N2O5(g) 实验证明：
C. 稀溶液中，如溶剂参与反应，可不写入。 例：C12H22O11 + H2O == C6H12O6 + C6H12O6
v=kc(C12H22O11)
注意： 实验测得反应：2N2O5(g) == 4NO2(g)+O2(g)的速
率方程为： =kc(N2O5)而不是 =kc2(N2O5)，说
明该反应不是元反应。 实验测得反应：H2 + I2(g) == 2HI(g)的速率方程
1.08x10-4
(
333－283
)
8.314
333×283
Ea = 97.6 kJ/mol
㏑
k30 1.08x10-4
=
97600 8.314
(
303－283
303×283
)
k30 = 1.67×10-3 s-1 20 10 k20 k10
无机化学教学课件 4章 化学反应速率
对臭氧转变成氧的反应 2O3(g) 3O2(g)
其历程为：
O3
O2+O （快）
O+O3
2O2（慢）
适合此历程的速率方程是什么？
Solution
a. r = kc(O3)2 c. r = kc(O3)2c(O2)
b. r = kc(O3)c(O) d. r = kc(O3)2c(O2)-1
21
4-4 反应物浓度与时间的关系
实际反应速率仅为1.2×10-8 mol·dm-1 ·s-1 两者相差1012倍
27
28
4-5-2 过渡状态理论
● 过渡态 定义： 以量子化学对反应过程中的能量变化研究为依据
，认为运动着的两种（或多种）反应物分子逐渐接近并落入对方的影 响范围之内而形成的处于反应物与产物之间的一种结合状态.
取一般通式:
r (1/ B )cB / t (4 - 3) B是物质B在配平的化学方程式中的化学计量数。
化学计量数的数符规定 反应物负值，生成物正值。
7
4-1-2 瞬时速率
时间间隔Δt变小时，平均速率才能与实际情况符合，只有当Δt 无限小，才能完全符合实际反应特征。从数学上看，
r lim r lim c(O2 ) dc(O2 )
k 为速率常数 (Rate constant)： ▲ 与T有关，与c无关 ▲ 若浓度均为单位浓度=1时，则称为比速率. 这时k大， r就大 ▲ n=a+b+ ‥·(反应级数，Reaction order) ▲ 用不同物种的浓度表示r时，k值也不同
13
Example
对臭氧转变成氧的反应 2O3(g) 3O2(g)
其历程为：
O3
O2+O （快）
其历程为：
O3
O2+O （快）
O+O3
2O2（慢）
适合此历程的速率方程是什么？
Solution
a. r = kc(O3)2 c. r = kc(O3)2c(O2)
b. r = kc(O3)c(O) d. r = kc(O3)2c(O2)-1
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4-4 反应物浓度与时间的关系
实际反应速率仅为1.2×10-8 mol·dm-1 ·s-1 两者相差1012倍
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28
4-5-2 过渡状态理论
● 过渡态 定义： 以量子化学对反应过程中的能量变化研究为依据
，认为运动着的两种（或多种）反应物分子逐渐接近并落入对方的影 响范围之内而形成的处于反应物与产物之间的一种结合状态.
取一般通式:
r (1/ B )cB / t (4 - 3) B是物质B在配平的化学方程式中的化学计量数。
化学计量数的数符规定 反应物负值，生成物正值。
7
4-1-2 瞬时速率
时间间隔Δt变小时，平均速率才能与实际情况符合，只有当Δt 无限小，才能完全符合实际反应特征。从数学上看，
r lim r lim c(O2 ) dc(O2 )
k 为速率常数 (Rate constant)： ▲ 与T有关，与c无关 ▲ 若浓度均为单位浓度=1时，则称为比速率. 这时k大， r就大 ▲ n=a+b+ ‥·(反应级数，Reaction order) ▲ 用不同物种的浓度表示r时，k值也不同
13
Example
对臭氧转变成氧的反应 2O3(g) 3O2(g)
其历程为：
O3
O2+O （快）
大学无机化学第4章 化学反应的速率
如
CO(g) + Cl2(g) ＝ COCl2(g)
υ=kc[CO][Cl2]3/2
n(CO) p(CO) c(CO)= V = RT
c(Cl2)=
n(Cl2) V
=
p(Cl2) RT
υ=kc( R1T)( R1T)3/2[p(CO)][p(Cl2)]3/2
= kc·k [pCO][pCl2]3/2
1.35×10-7 2.70×10-7 5.40×10-7
20
由实验1和2可知： v1 = 1.35×10-7 mol·L-1 ·s-1
= k (0.100 mol ·L1)n(0.005 mol·L-1 )m v2 = 2.70×10-7 mol·L-1 ·s-1
= k (0.100 mol ·L1)n(0.010 mol·L-1 )m v2 : v1 = 2.00 = (2.0)m
41dc(dNtO2=)
1dc(O2) 1 dt
9
用反应进度定义的反应速率
特点
用反应进度定义的反应速率的量值 与表示速率物质的选择无关; 但与计量系数有关，所以在表示反应速 率时，必须写明相应的化学计量方程式。
10
§4.2 反应速率与反应物浓度的关系
2-1 速率方程
反应:KIO3+NaHSO3
次 序
υ(N2O5)
=lim[-
∆t→0
∆c(∆Nt2O]5=) -
dc(N2O5) dt
7
● 瞬时速率
瞬时速率只能用作 图的方法得到，例如对 于反应（45 ℃ ）：
2N2O5 →4NO2+O2
v dc(N2O5) dt
lim v
t 0
C(N2O5)/mol·L-1 0.90
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第4章 化学反应速率
影响化学反应速率的因素
定性描述
● 内因：
反应速率因反应类型不同差异很大
● 外因： 浓度（接触面积）
温度
催化剂
如何定量描述反应速 率的影响因素？
4.1 化学反应速率的表示方法
以单位时间内反应物的减少量或生成物的 增加量来表示。
对于恒容反应来说，可以单位时间内反应 物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2
H2g I2g 2HIg kcH2 cI2 1+1
1+1 1+1
2NOg O2 g 2NO2g kcNO 2 c(O2 ) 2+1 2+1
2+1 2+2 2
2NOg 2H2 g N2 g H2Og kc NO cH2
S2O82 aq 3I aq
2SO24 aq I3 aq
则该反应的反应级数为m+n，或者说该反
应为m+n级反应。 • 也可以说该反应对反应物A是m级反应，
对反应物B是n级反应。 • 反应级数不一定与计量数相同；可以为零，
也可以为分数。
化学计量 方程式
速率 方程
反应 计量 级数 数
NO 2 g COg 50 0K
NOg CO2 g
k c NO 2 2
基元反应：一步完成的反应，其速率方 程按照质量作用定律直接写出。
aA+bByY+zZ v=kca(A) cb(B)
非基元反应：多步完成的反应，整个反 应的反应速率由速率最慢的一步（决速 步骤）来决定。
反应机理研究即推测构成总反应的各步基元反应。
判断推测的反应机理是否合理，有如下标准： 总反应的速率方程应符合实验测得结果； 通过实验手段捕获反应中间体。
简单级数反应的浓度-时间关系
零级反应 一级反应 二级反应
零级反应 v
速率方程：r=k0
实例较少，一些发 c 生固体表面上的反 应。
t 斜率=-k0
t
一级反应
速率方程：r=k1 cA
c(A), moldm-3
900 800 700 600 500 400 300 200 100
0 0
50
100
150
增加反应物浓度，相当于增加了单位体 积内活化分子总数，所以有些碰撞次数 增加，反应速率加快。
化学反应速率与反应物浓度之间存在一定的函数 关系，称为反应的速率方程，可以通过实验测定。
反应速率方程： ——反应速率与反应物浓度的关系
aA+bByY+zZ r=kcm(A) cn(B) k: 速率常数 m,n：正整数、分数或零 k,m,n均可由实验测定
c(A)
1100 1000
900 800 700 600 500 400 300 200
0
50
100
150
200
250
time, min
1/c
斜率=2k2
t
反应物浓度对反应速率的影响呈正相关，即反 应物浓度增加则反应速率维持不变或增加（增 加的程度由反应级数决定）。
粉尘爆炸
粉尘爆炸条件一般有三个： （1）可燃粉尘：呈细粉状态、能燃烧和爆 炸的固体物质。例如：金属（如镁粉、铝 粉）；煤炭；粮食（如小麦、淀粉）；饲料 （如血粉、鱼粉）；农副产品（如棉花、烟 草）；林产品（如纸粉、木粉）；合成材料 （如塑料、染料）。 （2）有充足的空气和氧化剂； （3）有火源或者强烈振动与摩擦。
● 瞬时速率
在某一时刻的瞬时 速率只能用作图的方法 得到，例如对于反应（ 45 ℃ ）：
2N2O5 →4NO2+O2
r dc(N2O5) dt
C(N2O5)/mol·L-1 0.90 0.45
Rate/(mol ·L-1 ·s-1) 5.4×10-4 2.7×10-4
4.2 浓度对反应速率的影响
∴ m=1 同理可得 n = 1
∴ r = k c(NH4+) c(NO2-) k = 1.35×10-7 mol·L-1 ·s-1 / (0.100 mol ·L1)(0.005 mol·L-1 )
= 2.7 ×10-7 mol·L-1 ·s-1
反应级数
• 若aA+bByY+zZ r=kcm(A) cn(B)
Initial
concentration of NO20.005 mol/L 0.010 mol/L 0.010 mol/L
Initial
rate(mol/L·s) 1.35×10-7 2.70×10-7 5.40×10-7
由实验1和2可知： Rate1 = 1.35×10-7 mol·L-1 ·s-1 = k (0.100 mol ·L1)n(0.005 mol·L-1 )m Rate2 = 2.70×10-7 mol·L-1 ·s-1 = k (0.100 mol ·L1)n(0.010 mol·L-1 )m Rate2 : Rate1 = 2.00 = (2.0)m
200
250
300
350
time, min
实例很多，如大多
lncA
斜率=-k
数放射性衰变，热
分解反应及重排反
应等。
t
重要特征：一级反应的半衰期是一个常数，与反应物
浓度无关。
t1/ 2
ln 2 k1
0.693 k1
二级反应
速率方程：v=k2（cA）2
实例很多，多数双反 应物参与的反应都是 二级反应，固-液反应 （准一级反应）
介绍一种速率方程的确定方法 — 初始速率法
对反应 NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l),其组成初始浓度如下：
Experiment 1 2 3
Initial
concentration of NH4+ 0.100 mol/L 0.100 mol/L 0.200 mol/L
用反应物和产物表示都可以，并且所得的化学反 应速率数值是一样的
Rate of consumption
of NO2
=
c(NO2) t
=
Rate of production 2(Rate of production
of NO
=
of O2)
c(NO) t
=
2 c(O2) t
▲实际工作中往往选择浓度变化最容易检测的那种物质。
kc S2O82- c I-
1+1
1+3
5Br aq Байду номын сангаас3Br2 aq
BrO
3
aq
3H2Oaq
6H
aq
kcBr -
cBr
O
3
cH
2
1+1+25+1+6
速率常数k
• 速率常数k是各种反应物浓度皆为1molL-1 时的反应速率，有时也称为比速率常数。
• 速率常数的量纲与反应级数有关
– 一级反应：s-1 – 二级反应：Lmol-1s-1 –… – n级反应： Ln-1mol-(n-1)s-1
影响化学反应速率的因素
定性描述
● 内因：
反应速率因反应类型不同差异很大
● 外因： 浓度（接触面积）
温度
催化剂
如何定量描述反应速 率的影响因素？
4.1 化学反应速率的表示方法
以单位时间内反应物的减少量或生成物的 增加量来表示。
对于恒容反应来说，可以单位时间内反应 物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2
H2g I2g 2HIg kcH2 cI2 1+1
1+1 1+1
2NOg O2 g 2NO2g kcNO 2 c(O2 ) 2+1 2+1
2+1 2+2 2
2NOg 2H2 g N2 g H2Og kc NO cH2
S2O82 aq 3I aq
2SO24 aq I3 aq
则该反应的反应级数为m+n，或者说该反
应为m+n级反应。 • 也可以说该反应对反应物A是m级反应，
对反应物B是n级反应。 • 反应级数不一定与计量数相同；可以为零，
也可以为分数。
化学计量 方程式
速率 方程
反应 计量 级数 数
NO 2 g COg 50 0K
NOg CO2 g
k c NO 2 2
基元反应：一步完成的反应，其速率方 程按照质量作用定律直接写出。
aA+bByY+zZ v=kca(A) cb(B)
非基元反应：多步完成的反应，整个反 应的反应速率由速率最慢的一步（决速 步骤）来决定。
反应机理研究即推测构成总反应的各步基元反应。
判断推测的反应机理是否合理，有如下标准： 总反应的速率方程应符合实验测得结果； 通过实验手段捕获反应中间体。
简单级数反应的浓度-时间关系
零级反应 一级反应 二级反应
零级反应 v
速率方程：r=k0
实例较少，一些发 c 生固体表面上的反 应。
t 斜率=-k0
t
一级反应
速率方程：r=k1 cA
c(A), moldm-3
900 800 700 600 500 400 300 200 100
0 0
50
100
150
增加反应物浓度，相当于增加了单位体 积内活化分子总数，所以有些碰撞次数 增加，反应速率加快。
化学反应速率与反应物浓度之间存在一定的函数 关系，称为反应的速率方程，可以通过实验测定。
反应速率方程： ——反应速率与反应物浓度的关系
aA+bByY+zZ r=kcm(A) cn(B) k: 速率常数 m,n：正整数、分数或零 k,m,n均可由实验测定
c(A)
1100 1000
900 800 700 600 500 400 300 200
0
50
100
150
200
250
time, min
1/c
斜率=2k2
t
反应物浓度对反应速率的影响呈正相关，即反 应物浓度增加则反应速率维持不变或增加（增 加的程度由反应级数决定）。
粉尘爆炸
粉尘爆炸条件一般有三个： （1）可燃粉尘：呈细粉状态、能燃烧和爆 炸的固体物质。例如：金属（如镁粉、铝 粉）；煤炭；粮食（如小麦、淀粉）；饲料 （如血粉、鱼粉）；农副产品（如棉花、烟 草）；林产品（如纸粉、木粉）；合成材料 （如塑料、染料）。 （2）有充足的空气和氧化剂； （3）有火源或者强烈振动与摩擦。
● 瞬时速率
在某一时刻的瞬时 速率只能用作图的方法 得到，例如对于反应（ 45 ℃ ）：
2N2O5 →4NO2+O2
r dc(N2O5) dt
C(N2O5)/mol·L-1 0.90 0.45
Rate/(mol ·L-1 ·s-1) 5.4×10-4 2.7×10-4
4.2 浓度对反应速率的影响
∴ m=1 同理可得 n = 1
∴ r = k c(NH4+) c(NO2-) k = 1.35×10-7 mol·L-1 ·s-1 / (0.100 mol ·L1)(0.005 mol·L-1 )
= 2.7 ×10-7 mol·L-1 ·s-1
反应级数
• 若aA+bByY+zZ r=kcm(A) cn(B)
Initial
concentration of NO20.005 mol/L 0.010 mol/L 0.010 mol/L
Initial
rate(mol/L·s) 1.35×10-7 2.70×10-7 5.40×10-7
由实验1和2可知： Rate1 = 1.35×10-7 mol·L-1 ·s-1 = k (0.100 mol ·L1)n(0.005 mol·L-1 )m Rate2 = 2.70×10-7 mol·L-1 ·s-1 = k (0.100 mol ·L1)n(0.010 mol·L-1 )m Rate2 : Rate1 = 2.00 = (2.0)m
200
250
300
350
time, min
实例很多，如大多
lncA
斜率=-k
数放射性衰变，热
分解反应及重排反
应等。
t
重要特征：一级反应的半衰期是一个常数，与反应物
浓度无关。
t1/ 2
ln 2 k1
0.693 k1
二级反应
速率方程：v=k2（cA）2
实例很多，多数双反 应物参与的反应都是 二级反应，固-液反应 （准一级反应）
介绍一种速率方程的确定方法 — 初始速率法
对反应 NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l),其组成初始浓度如下：
Experiment 1 2 3
Initial
concentration of NH4+ 0.100 mol/L 0.100 mol/L 0.200 mol/L
用反应物和产物表示都可以，并且所得的化学反 应速率数值是一样的
Rate of consumption
of NO2
=
c(NO2) t
=
Rate of production 2(Rate of production
of NO
=
of O2)
c(NO) t
=
2 c(O2) t
▲实际工作中往往选择浓度变化最容易检测的那种物质。
kc S2O82- c I-
1+1
1+3
5Br aq Байду номын сангаас3Br2 aq
BrO
3
aq
3H2Oaq
6H
aq
kcBr -
cBr
O
3
cH
2
1+1+25+1+6
速率常数k
• 速率常数k是各种反应物浓度皆为1molL-1 时的反应速率，有时也称为比速率常数。
• 速率常数的量纲与反应级数有关
– 一级反应：s-1 – 二级反应：Lmol-1s-1 –… – n级反应： Ln-1mol-(n-1)s-1