化学动力学6.8各类反应
物理化学(第五版) 演示文稿6-8 链反应
(iii)链的终止 — 活性传递物在气相中相互碰撞发 生重合（如Cl+ClCl2）或岐化（如2C2H5C2H4＋ C2H6），形成稳定分子放出能量；也可能在气相中或 器壁上发生三体碰撞（如2Cl+MCl2+M或2H＋器壁 Ｈ2）形成稳定分子，其放出的能量被M或器壁所吸 收。
4
二、链反应的分类
如图所示:
6
链爆炸反应的温度、压力、组成有一定的爆炸区间， 称为爆炸界限. 以 Ｈ2+(1/2)Ｏ2Ｈ2Ｏ的反应为例，它是一个支链反 应，机理如下：
(i)链的引发 Ｈ2＋Ｏ2＋器壁ＨＯ2＋Ｈ (ii)链的传递 H2 + HO2 H2O + OH
与支化 Ｈ2＋ＨＯＨ＋Ｈ2Ｏ Ｏ＋Ｈ2ＨＯ＋Ｈ H＋Ｏ2 ＨＯ＋Ｏ
直链反应
支链反应
直链反应 — 消耗一个活性质点(自由基或自由原子) 只产生一个新的活性质点；
支链反应 — 每消耗一个活性质点同时可产生两个 或两个以上的新的活性质点。
三、支链反应与爆炸半岛
爆炸反应有二类: 1、热爆炸—由于反应大量放热而散热慢 引起的。如实验室中：H2SO4 + H2O
2、链爆炸—由支链反应引起的，随着支链 的发展，链传递物(活性质点)剧增，反应速 率愈来愈大，最后导致爆炸。
一、链反应
§6 -8 链反应
一经引发将产生高能量、高活性的自由原子 或自由基，使反应如同链锁一样一环扣一环的发 展下去。
共同特点： 引2HCl 反应为例。实验证明，其机理如下：
链的引发： 链的传递：
Cl 2 M k1 2Cl M Cl H2 k2 HCl H H Cl 2 k3 HCl Cl
(iii)链的终止 Ｈ＋H＋器壁M＋Ｈ
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
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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。
高二化学知识点化学动力学的反应速率与反应级数
高二化学知识点化学动力学的反应速率与反应级数高二化学知识点 - 化学动力学的反应速率与反应级数化学动力学是研究化学反应速率和反应速度规律的学科。
在化学动力学中，反应速率是指在单位时间内，反应物消耗或生成的物质的量。
而反应级数则是指反应速率与各反应物浓度的关系。
本文将介绍化学动力学中的反应速率和反应级数的概念、影响因素以及计算方法。
1. 反应速率的定义和计算方法反应速率是指在单位时间内，反应物浓度的变化量。
通常表示为物质消失速率或物质生成速率。
反应速率可以通过以下公式计算：反应速率= ΔC / Δt其中，ΔC表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间间隔。
根据具体反应情况，可以选择反应物消失的速率或生成的速率计算反应速率。
2. 反应速率的影响因素反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
具体影响如下：- 温度：温度的增加会提高反应物分子的平均动能，促使反应物分子更容易相遇，从而增加反应速率。
- 浓度：反应物浓度的增加会增加反应物相互碰撞的机会，从而增加反应速率。
- 催化剂：催化剂可以提供一个新的反应途径，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
- 表面积：反应物的表面积增大可以使更多的反应物分子参与反应，从而增加反应速率。
3. 反应级数的概念和计算方法反应级数是指反应速率和各反应物浓度之间的关系。
在反应级数中，反应物浓度的指数称为反应级数。
反应级数可以根据实验数据来确定。
- 一级反应：反应速率正比于反应物浓度的一次方，可以表示为：v = k[A]^n- 二级反应：反应速率正比于反应物浓度的平方，可以表示为：v =k[A]^n[B]^m- 零级反应：反应速率与反应物浓度无关，可以表示为：v = k其中，k为反应速率常数，n和m为反应级数。
4. 反应速率方程和速率常数的确定通过实验数据，可以确定反应速率方程和速率常数。
通常使用初始速率法或变温法进行实验。
- 初始速率法：在反应刚开始时，记录反应速率和反应物浓度，根据实验数据确定反应速率方程。
化学反应的化学动力学方程
化学反应的化学动力学方程化学动力学是研究化学反应速率和影响因素的科学。
通过研究化学动力学方程，我们可以定量地描述反应速率与浓度之间的关系，从而了解反应的速率规律和机理。
本文将介绍化学反应的化学动力学方程，并探讨几个常见反应的动力学方程。
一、化学反应速率与化学动力学方程化学反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物形成的量，通常用物质浓度的变化率表示。
反应速率与反应物的浓度密切相关，可以用以下一般化学动力学方程表示：v = k[A]^m[B]^n其中，v表示反应速率，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分别为反应物A和B的反应级别。
化学动力学方程中的m和n可以为整数、分数或负数，代表了反应物浓度对反应速率的影响程度。
二、一级反应的化学动力学方程一级反应是指一个反应物的浓度对反应速率的影响是一次方关系。
一级反应的动力学方程可以表示为：v = k[A]其中，v为反应速率，k为速率常数，[A]表示反应物A的浓度。
一级反应的动力学方程表明，反应速率与反应物A的浓度成正比，反应速率随着[A]的增大而增大。
三、二级反应的化学动力学方程二级反应是指一个反应物或两个反应物的浓度对反应速率的影响是二次方关系。
二级反应的动力学方程可以表示为：v = k[A]^2其中，v为反应速率，k为速率常数，[A]表示反应物A的浓度。
二级反应的动力学方程表明，反应速率与[A]的平方成正比，反应速率随着[A]的增大呈二次倍数增加。
四、零级反应的化学动力学方程零级反应是指反应速率与反应物浓度无关，反应速率恒定不变。
零级反应的动力学方程可以表示为：v = k其中，v为反应速率，k为速率常数。
零级反应的动力学方程表明，反应速率不随反应物浓度的变化而变化。
五、反应级别的确定方法确定反应级别的方法可以通过实验数据的处理和分析来实现。
一般来说，通过改变反应物的初始浓度、温度等条件，测量多组实验数据，以线性回归法对实验数据进行分析和拟合，可以确定反应物浓度与反应速率之间的关系，并进一步确定动力学方程中反应级别的数值。
初中化学化学反应动力学知识点汇总
初中化学化学反应动力学知识点汇总化学反应动力学是研究化学反应速率、反应机理和影响反应速率的因素的一门学科。
在初中化学中，学生将会学习一些基本的化学反应动力学知识点，这些知识点有助于我们理解化学反应的过程和速率。
下面是对初中化学反应动力学知识点的汇总。
1. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物消耗量或产物生成量的变化。
可以通过观察反应物的消耗或产物的生成情况来判断反应速率的变化。
反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
2. 反应速率的表达式反应速率可以用化学方程式表示，例如A+B→C的反应速率可以表示为d[A]/dt=-d[B]/dt=d[C]/dt，其中[A]、[B]、[C]分别表示反应物A、B和产物C的浓度。
3. 反应速率与浓度的关系反应速率与反应物的浓度呈现正相关关系。
一般情况下，随着反应物浓度的增加，反应速率也会增加。
这是因为反应物浓度的增加会增加分子之间的碰撞频率，进而增加有效碰撞的概率，促进反应的进行。
4. 反应速率与温度的关系反应速率与温度呈现正相关关系。
当温度升高时，反应物分子的平均动能也会增加，分子之间的碰撞频率和碰撞能量也会增加。
这会使反应物分子更容易克服活化能，增加有效碰撞的概率，反应速率也会随之增加。
5. 反应速率与催化剂的关系催化剂可以提高反应速率，同时不参与反应本身。
催化剂通过降低反应物分子的活化能，加速反应物分子的转化，从而提高反应速率。
催化剂可以在反应前或反应中添加，可以被反应物吸附，并提供一个新的反应路径，使反应速率得到提高。
6. 反应速率与表面积的关系反应速率与反应物的表面积呈现正相关关系。
当反应物的表面积增大时，会提供更多的反应位置，增加分子之间的碰撞机会，从而增加有效碰撞的概率，促进反应速率的增加。
7. 反应机理反应机理是指反应物转化为产物的分子组合。
它描述了反应的每一个步骤和中间产物，并通过反应速率方程和反应物浓度关系来解释反应机理。
了解反应机理有助于我们理解反应的细节和调控反应速率。
初中化学反应类型
初中化学——反应类型
在初中阶段学习化学时，我们经常会涉及到各种各样的化学反应。
化学反应是物质之间发生的转化过程，它们可以根据反应过程的特点被分为不同的类型。
本文将介绍初中化学中常见的反应类型，帮助我们更好地理解化学反应的基本原理。
1. 物理性质变化
物理性质变化是物质在外部形态或性质上发生改变，但分子结构未发生变化的过程。
比如：水从液态变为固态，水银的温度增加导致膨胀等。
2. 化学性质变化
化学性质变化是物质由一种物质转变为另一种物质的过程，伴随着化学键的破裂和新键的形成。
常见的化学反应类型有以下几种：
2.1. 合成反应
合成反应是指两种或两种以上的物质反应生成一种新的物质的过程。
例如：
2H₂ + O₂ → 2H₂O。
2.2. 分解反应
分解反应是指一种化合物在适当条件下分解为两种或两种以上的物质。
例如：2H₂O → 2H₂ + O₂。
2.3. 双替换反应
双替换反应是指两种化合物中的阳离子与阴离子互相交换位置形成两种新的化合物。
例如：AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃。
2.4. 氧化还原反应
氧化还原反应是指在反应过程中发生氧化和还原的过程。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
例如：2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃。
结语
通过学习不同类型的化学反应，我们可以更好地理解物质之间的相互作用，从而更深入地了解化学原理。
希望本文能够帮助读者对初中化学中的反应类型有更清晰的认识。
化学反应的分类及特点归纳
化学反应的分类及特点归纳一、化学反应的分类1.化合反应：两种或两种以上物质反应后生成一种物质的反应，其特点可总结为“多变一”。
2.分解反应：一种物质反应后生成两种或两种以上的物质，其特点可总结为“一变多”。
3.置换反应：一种单质和一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。
4.复分解反应：两种化合物互相交换成分生成另外两种化合物的反应。
二、各类化学反应的特点归纳1.化合反应：反应物多种，生成物一种；反应过程中，原子间重新组合，形成新的化学键。
2.分解反应：反应物一种，生成物多种；反应过程中，单一物质分解为两种或两种以上的物质。
3.置换反应：反应物和生成物均是一种单质和一种化合物；反应过程中，原子或离子互相交换位置。
4.复分解反应：反应物和生成物均为两种化合物；反应过程中，化合物中的离子互相交换，形成新的化合物。
三、反应条件与反应速率1.温度：温度越高，反应速率越快；温度越低，反应速率越慢。
2.压强：对于有气体参与的反应，压强的变化会影响反应速率。
压强越大，反应速率越快；压强越小，反应速率越慢。
3.浓度：反应物浓度越高，反应速率越快；生成物浓度越高，反应速率越慢。
4.催化剂：催化剂能改变化学反应速率，有的催化剂能加快反应速率，有的催化剂能减慢反应速率。
四、化学平衡1.概念：在封闭系统中，正逆反应速率相等时，各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡。
2.特点：正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度或含量保持不变。
3.影响因素：温度、压强、浓度、催化剂等。
五、氧化还原反应1.概念：氧化还原反应是指物质中的原子发生氧化数（氧化态）变化的化学反应。
2.特点：反应过程中，电子的转移导致原子的氧化数发生变化。
3.分类：氧化反应、还原反应、氧化还原反应。
4.表示方法：使用氧化还原数表示法，表示原子在反应前后的氧化数。
六、有机反应1.概念：有机反应是指含有碳元素的化合物之间的反应。
2.特点：反应过程复杂，涉及多种反应类型和条件。
化学反应分类及金属活动顺序表
化学反应判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
化合反应(由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。
A+B=C）分解反应(指一种化合物在特定条件下分解成两种或两种以上较简单的单质或化合物的反应。
A=B+C）置换反应（指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。
A+BC=B+AC）置换关系是指组成化合物的某种元素被组成单质的元素所替代。
置换反应一定是氧化还原反应，而氧化还原反应不一定是置换反应。
①金属跟酸的置换(都有氢气生成)注意不能用浓硫酸，硝酸，它们有强氧化性，先将金属氧化成对应氧化物，氧化物再溶于酸中，然后继续氧化，继续溶解，反应得以继续Zn+H2SO4 (稀)====ZnSO4+H2↑Cu + 4HNO3(浓) ＝Cu(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O ；3Cu + 8HNO3(稀) ＝ 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑+ 4H2O 。
Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2+2H2OZn+2H2SO4（浓）ZnSO4+SO2↑+2H2O2.金属跟盐溶液的置换(活泼金属置换不活泼金属)金属单质置换金属单质(铝热反应2Al+Fe2O3=高温=Al2O3+2Fe)金属单质置换非金属单质(2Na+2H2O=2NaOH+H2 ↑)非金属单质置换金属单质 (H2+CuO=Δ=Cu+H2O ; C+FeO=Δ=Fe+CO↑)非金属单质置换非金属单质 (2F2+2H2O=4HF+O2 ; 2C+SiO2=Si+2CO ↑复分解反应(由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。
AB+CD=AD+CB)结合成难电离的物质（如水）、难溶的物质或挥发性气体前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。
自身氧化还原反应(歧化反应, 归中反应)歧化反应( 指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。
化学反应中的化学动力学和反应类型分析
化学反应中的化学动力学和反应类型分析化学反应是化学学科中最核心、最实用的一部分，化学反应的研究对于解决工业生产和日常生活中的种种问题具有非常重要的意义。
而化学反应是由开始到结束的一个过程，其中的反应速率、反应类型等因素都是需要考虑的。
本文主要讨论的是化学反应中的化学动力学和反应类型分析。
首先，我们来介绍一下化学动力学。
一、化学动力学化学动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学。
反应速率是指单位时间内发生的反应物的消失量或生成物的出现量。
化学动力学的研究可以帮助我们了解反应路径中各个步骤的速率控制因素，以及如何控制反应速率以达到更优的化学效果。
在化学动力学领域中，最常用的是反应速率方程式，表示反应速率与反应物的浓度之间的关系。
通常来说，反应速率方程式可以分为零级反应、一级反应、二级反应或其他高级反应类型，具体的反应类型和速率方程式将在下一节中进行讨论。
二、反应类型分析1. 零级反应零级反应又称为零级反应或零级动力学反应，是指一种反应物浓度对反应速率没有影响的反应。
零级反应通常发生在催化剂存在的情况下，催化剂使反应速率可以被恒定，不受反应物浓度的影响。
零级反应速率方程式为r = k，其中，r为反应速率，k为常数。
举个例子，一台发电机的转速与电力输出呈零级反应关系，电力输出不会受到内部组件转速的影响。
2. 一级反应一级反应是指反应速率正比于反应物浓度的反应。
在一级反应中，反应物的浓度越高，反应速率就越快。
一级反应速率方程式为r = k[A]，其中，r为反应速率，k为常数，[A]为反应物的浓度。
举个例子，药物的代谢速率就属于一级反应。
药物在体内的浓度越高，被代谢的速率就越快。
3. 二级反应二级反应是指反应速率正比于反应物浓度的二次方的反应。
在二级反应中，反应物的浓度越高，反应速率就越快。
二级反应速率方程式为r = k[A]²，其中，r为反应速率，k为常数，[A]为反应物的浓度。
举个例子，放置在酸性环境中的锌板与硝酸铜的反应就属于二级反应。
高中化学的归纳化学反应的能量变化与化学动力学总结
高中化学的归纳化学反应的能量变化与化学动力学总结化学反应在我们日常生活中随处可见，从一杯茶的冷却到火焰的燃烧，都涉及了反应的能量变化和化学动力学。
在高中化学学习过程中，我们归纳出了一些关于能量变化和化学动力学的重要概念和理论，本文将对这些内容进行总结。
一、化学反应的能量变化1. 反应热反应热是指在恒定压力下，反应过程中放出或吸收的热量。
根据反应热的正负，我们可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
放热反应指的是系统向周围放出热量，反应热为负值；吸热反应指的是系统从周围吸收热量，反应热为正值。
2. 焓变焓变是指反应物到生成物之间焓的变化。
焓变可以分为标准焓变和反应焓变。
标准焓变是在标准状态下，反应物到生成物之间焓的变化；反应焓变是在非标准状态下，反应物到生成物之间焓的变化。
焓变的正负决定了反应的放热性质。
3. 摩尔反应焓摩尔反应焓是单位摩尔反应物参与反应时吸放热的大小。
根据摩尔反应焓的值，我们可以推断出反应的放热性质或吸热性质。
二、化学动力学1. 反应速率反应速率是指反应物消耗或生成的速度。
反应速率受到温度、浓度、表面积等因素的影响。
通过实验测定反应物浓度随时间的变化，可以确定反应速率的大小。
2. 反应速率与浓度的关系反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
通常来说，浓度越大，反应速率越快。
这是因为浓度增大使得反应物的有效碰撞频率增加，增加了反应发生的可能性。
3. 反应速率与温度的关系反应速率与温度之间存在一个反应速率常数k的关系，即阿伦尼乌斯方程。
阿伦尼乌斯方程表明，当温度升高时，反应速率指数倍增加。
这是因为温度升高使得反应物分子动能增加，有效碰撞的频率和能量都增加，从而提高了反应速率。
4. 反应速率与催化剂催化剂是一种能够提高反应速率的物质，但在反应结束时催化剂仍然保持不变。
催化剂通过改变反应的反应路径，降低了反应物之间的能垒，从而加速了反应过程。
总结：高中化学中，我们学习了化学反应的能量变化和化学动力学的相关知识。
化学反应类型总结
化学反应类型总结化学反应是物质之间发生变化的过程。
根据反应物和产物之间的物质组成和化学键的断裂和形成方式，化学反应可以分为多种类型。
本文将对常见的化学反应类型进行总结和介绍。
1. 合成反应合成反应是指两个或两个以上的反应物结合形成一个新的化合物的反应。
例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在上述例子中，钠和氯气反应生成氯化钠。
合成反应还可以涉及多个反应物的结合，例如：CaCO3 + H2SO4 -> CaSO4 + CO2 + H2O在这个例子中，碳酸钙和硫酸反应生成硫酸钙、二氧化碳和水。
2. 分解反应分解反应是指一个化合物分解为两个或两个以上的产物的反应。
例如：2H2O -> 2H2 + O2在上述例子中，水分解为氢气和氧气。
分解反应还可以涉及复杂的化合物，例如：2KClO3 -> 2KCl + 3O2在这个例子中，高锰酸钾分解为氯化钾和氧气。
3. 氧化还原反应氧化还原反应是指原子或离子的氧化态发生变化的反应。
这类反应涉及到电子的转移。
其中，氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获取电子。
例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在这个例子中，钠原子失去电子，被氯原子还原。
氧化还原反应还可以涉及复杂的化学物质，例如：CuO + H2 -> Cu + H2O在这个例子中，氧化铜被氢气还原为铜。
4. 置换反应置换反应是指一个活泼金属离子取代了一个较不活泼金属离子的反应。
例如：Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2在这个例子中，锌取代了氢的位置并与盐酸发生反应。
置换反应也可以发生在复杂的离子间，如以下例子所示：CuSO4 + Zn -> ZnSO4 + Cu在这个例子中，锌取代了铜离子的位置并与硫酸铜发生反应。
5. 酸碱中和反应酸碱中和反应是酸和碱反应生成盐和水的反应。
例如：HCl + NaOH -> NaCl + H2O在这个例子中，盐酸和氢氧化钠发生反应生成氯化钠和水。
化学动力学中的反应级数与反应机理的解析与应用
化学动力学中的反应级数与反应机理的解析与应用化学反应的动力学研究是化学科学领域的一个重要分支，通过对反应速率与反应物浓度之间关系的探索，可以揭示反应的级数与机理，为实际应用提供基础理论支持。
本文将对化学动力学中的反应级数与反应机理进行解析，并探讨其在实际应用中的重要性。
一、反应级数的定义和类型反应级数是指反应速率与反应物浓度之间的关系。
根据反应速率与反应物浓度的依赖关系，反应级数可以分为一级反应、二级反应和零级反应。
1. 一级反应：当反应速率正比于反应物浓度时，即rate = k[A]，其中[A]为反应物A的浓度，k为速率常数。
一级反应速率与反应物浓度成线性关系。
2. 二级反应：当反应速率正比于反应物浓度的平方时，即rate =k[A]²，其中[A]为反应物A的浓度，k为速率常数。
二级反应速率与反应物浓度的平方成正比。
3. 零级反应：当反应速率与反应物浓度无关时，即rate = k，其中k 为速率常数。
零级反应速率与反应物浓度无关，只与速率常数相关。
二、反应机理的解析与应用反应机理是指反应过程中涉及的分子碰撞、键的形成和断裂等详细步骤的描述。
通过解析反应机理，可以深入了解反应速率的影响因素，为优化反应条件和设计合成路径提供依据。
1. 中间体的形成与消失反应机理中经常涉及中间体的形成与消失。
中间体是指反应过程中生成的临时物质，它能够在后续反应中参与进一步的化学转化。
通过分析中间体的生成与消失特点，可以确定反应过程的步骤和速率确定的关键步骤。
2. 势能面图的绘制与分析势能面图是描述反应物转化为产物时势能随反应进程的变化情况的图示。
通过绘制反应物到产物的势能面图，可以揭示反应物转化的能垒和过渡态的存在。
进一步分析势能面图，可以确定反应物的稳定性和反应的方向性。
3. 确定速率方程通过解析反应机理，可以得到反应的速率方程。
速率方程能够描述反应速率与反应物浓度之间的数量关系，通过实验数据拟合速率方程的参数，可以计算出反应速率与反应物浓度的关系，并得到速率常数。
62具有简单级数反应的速率公式化学动力学
第六章化学动力学6.1 化学反应速率方程6.1-1 化学反应速率表示法6.1-2 化学反应的速率方程①基元反应和总（包）反应②反应级数和反应速率常数6.2 具有简单级数反应的速率公式6.2-1 一级反应6.2-2 二级反应6.2-3 三级反应6.2-4 零级反应6.2-5 反应级数的测定6.3 几种典型的复杂反应6.3-1 对峙反应（可逆反应）6.3-2 平行反应6.3-3 连续反应6.3-4 稳态假定和决速步骤6.4 反应速率与温度的关系6.4-1 Arrenius公式6.4-2 活化能的概念及从实验求活化能6.5 基元反应速率理论6.5-1 碰撞理论6.5-2 过渡态理论6.6 溶液中的反应6.6-1 扩散控制反应6.6-2 溶剂对反应速率的影响6.6-3 离子强度的影响6.7 催化反应6.7-1 催化作用及其特征6.7-2 酸碱催化6.8 光化学6.8-1 光化学基本定律6.8-2 光合作用6.8-3 空气的光化学定义：研究化学反应速率的学科基本任务：1）研究浓度、温度、介质和催化剂等反应条件对反应速率的影响2）阐明化学反应的机理和研究物质结构和它们反应性能之间的关系6.1化学反应速率方程6.1-1化学反应速率表示法常以反应物或产物浓度随时间变化率来表示。
由于在一般的反应式中反应物与生成物的计量系数常不相同，故[reagent][resultant]d ddt dt≠于是引入：反应进度ξ对于aA bB gG hH +→+反应速率11111G A B Hdc dc dc dc d r V dt a dt b dt g dt h dtξ==−=−==V:反应系统的体积r:整个反应速率量纲：浓度.时间-1(mol.dm -3.s -1)反应速率的实验测定：通过测定反应物（生成物）浓度随时间变化z 化学法：化学分析方法测定浓度，采取骤冷、稀释、移去催化剂，加入阻化剂等使反应停止或减慢特点：直接，但费时较多，操作不便z 物理法：物理性质随时间变化来衡量速率（压力、体积、颜色、电导等）特点：迅速，不必中断反应，非直接，找出浓度变化⇔物理性质6.1-2化学反应的速率方程z 在一定温度下，表示反应速率与浓度的函数关系（微分形式）或表示浓度与时间关系的方程（积分形式）成为化学反应的速率方程（动力学方程）。
高中化学的归纳化学反应动力学总结
高中化学的归纳化学反应动力学总结化学反应动力学是研究化学反应速率及其影响因素的科学。
在高中化学学习中，我们接触到了许多与化学反应动力学相关的知识，包括反应速率、速率常数、反应级数、反应速率方程等。
今天，我们就来总结一下高中化学中归纳的化学反应动力学的相关内容。
1. 反应速率反应速率是指化学反应在单位时间内反应物消耗或生成物产生的数量变化。
表示为：速率= (Δ物质浓度变化量) / (Δ时间)。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、表面积、催化剂等。
其中，温度是最重要的因素之一。
随着温度的升高，分子的平均动能增加，碰撞频率和碰撞能量增大，从而增加了反应发生的可能性，加快了反应速率。
2. 速率常数速率常数是反应速率和反应物浓度之间的关系。
对于一个简单的反应A → B，反应速率可以表示为速率= k[A]^n，其中k为速率常数，n为反应级数。
速率常数的大小取决于反应物的浓度、反应温度和反应物的化学性质。
通常，速率常数会随着温度的升高而增大。
3. 反应级数反应级数是化学反应速率与反应物浓度之间的关系。
在化学反应过程中，反应物浓度对于速率的影响可能是一阶、二阶或零阶的。
一阶反应的速率与反应物浓度成正比，表示为速率= k[A]；二阶反应的速率与反应物浓度的平方成正比，表示为速率= k[A]^2；零阶反应的速率与反应物浓度无关，表示为速率= k。
4. 反应速率方程反应速率方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的方程。
对于一个反应A + B → C，反应速率方程可以表示为速率= k[A]^m[B]^n。
其中，m和n分别表示反应物A和B的反应级数。
确定反应速率方程的方法有很多，其中最常见的就是实验法和观察法。
利用实验数据，通过对浓度的变化进行分析，可以确定反应速率和反应级数，从而得到反应速率方程。
5. 反应速率与平衡常数反应速率与平衡常数有密切的关系。
当反应物浓度接近平衡时，反应速率越来越小，最终达到平衡。
平衡常数K表示了在给定温度下，反应物浓度达到平衡时的浓度比例关系。
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第八、十～十三节 光化反应、溶液反应，催化反应
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一．光化反应（Photochemical reaction）
化学反应按能量来源分类 热反应 ——活化能来自热碰撞，能量较小 电化反应——活化能来自电能 光化反应——活化能来自辐射
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一．光化反应（Photochemical reaction）
一．光化反应
Einstein能量： 1 mol光子的能量
E = L h L h c 6.023 1023 6.626 1034 3 108
E 0.1197
4．量子效率（quantum yield ）
量子效率：吸收一个光子最终能引起反应的分子数
＝ 实所际吸反收应的的光分子子数数＝
mmol Br2反应，求
解
1 mol
光子能量
E
0.1197
0.1197 435.8 109
=2.75105 J/mol
光子mol数 ＝
所吸收的能量
E
0.0014 1105 80.1% 2.75 105
= 4.5110–6 mol
0.075 103 4.51 106
滞留后回基态 ——磷光
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一．光化反应
1．物质吸收光子后的变化
离子 + 电子 —— 光电效应 强辐射
基态
电子跃迁 至激发态
立即回基态——荧光
滞留后回基态 ——磷光
发生光化反应
光物理过程 光化学过程
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一．光化反应
2．光化反应特点（与热反应比较）
（1）光化反应可以沿G方向进行。（开放体系，能量来自光 子)
初级过程 反应物 ＋ h 反应物*
次级过程
反应物* 失活（不形成产物） 产物（一步或多步）
光化学第一定律：只有被体系吸收的光，才有可能引起光化反应
光化学第二定律： 在光化反应的初级过程中，被活化的分子数 (光化当量定律) 等于所吸收的光量子数。
（一个光子活化一个分子）
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Ea 无溶剂化
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Ea
Ea
反应物溶剂化 中间络合物溶剂化ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
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二．溶液中的反应
3．溶剂介电常数 的影响（dielectric constant）
介电物质作用 削弱带电体之间的相互作用
影响
同号离子间反应，若 ，相互斥力，有利反应 异号离子间反应，若 ，相互引力，不利反应 离子–极性分子间反应，若 ，相互引力，不利反应
特点：（1）催化剂参与反应，但反应前后化学性质不变， 物理性状可能有变
（2）催化剂不影响平衡常数，只是缩短平衡时间。 对正反应能催化的，同时对逆反应也能催化
（3）催化剂有选择性，只催化某类反应。酶催化专 属性更强
（4）催化剂对杂质敏感，可被“ 中毒”
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三．催化反应
2．催化原理 ——改变反应途径，降低反应活化能
化学反应按能量来源分类 热反应 ——活化能来自热碰撞，能量较小 电化反应——活化能来自电能 光化反应——活化能来自辐射
光化反应随处可见，如纸张变黄，塑料老化，药物光解…… 光合作用是维持地球生命最重要的反应
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一．光化反应
1．物质吸收光子后的变化
离子 + 电子 —— 光电效应 强辐射
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二．溶液中的反应
4．溶剂离子强度的影响
离子间反应 ，AZA BZB P k ~ I关系
lnk lnk0 2AZA ZB I
同号离子反应，I，k
<=> 0
影响 异号离子反应，I，k
离子与中性分子反应，I，k不变
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三．催化反应
1．催化及特点 催化：反应体系中加入少量物质（催化剂）使反应速率显 著改变的现象。若反应速率减慢，称负催化。一般 说的催化指反应速率增加的正催化。
（2）大多为零级反应。（与浓度无关，与光强度有关） （3）速率常数 k 一般与温度无关。（活化能不是来自热碰撞） （4）不能用热平衡常数K表示光化平衡 （5）光化反应对光的波长有选择性
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一．光化反应
3．光化当量定律（Low of photochemical equivalence ） 光化反应二个阶段
16.6
＝
实际反应的分子数 所吸收的光子数 ＝
实际反应的摩尔数 所吸收的光子摩尔数
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二．溶液中的反应
反应在溶液进行更为普遍，但由于溶剂影响，使问题复杂化， 研究不如气相反应成熟。
1．笼效应（ Cage effect ） 笼 若溶剂对反应体系分子无作用力，仅作分散介质，包 围反应物分子，形成一种笼
实际反应的摩尔数 所吸收的光子摩尔数
可能< 1， 活化分子失活
可能> 1， 次级过程有链反应
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一．光化反应
例 肉桂酸光照下溴化为二溴肉桂酸，T=306.6K，=435.8 nm，
I0=0.0014 Js –1，t=1105 s，溶液吸收光效率80.1%，有0.075
基态
电子跃迁 至激发态
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一．光化反应
1．物质吸收光子后的变化
离子 + 电子 —— 光电效应 强辐射
基态
电子跃迁 至激发态
立即回基态——荧光
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一．光化反应
1．物质吸收光子后的变化
离子 + 电子 —— 光电效应 强辐射
基态
电子跃迁 至激发态
立即回基态——荧光
一般反应Ea > 40 kJ/mol，不影响
Ea小的反应（如自由基，离子间等反应）, 有影响
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二．溶液中的反应
2．溶剂极性的影响
溶剂化 释能过程，变得更为稳定
影响
反应物溶剂化（如反应物极性大，在极性溶剂中）， 不利反应
中间络合物溶剂化（如中间络合物极性大，在极性 溶剂中），有利反应
直接反应 A B k AB
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笼
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二．溶液中的反应
反应在溶液进行更为普遍，但由于溶剂影响，使问题复杂化， 研究不如气相反应成熟。
1．笼效应（ Cage effect ）
笼 若溶剂对反应体系分子无作用力，仅作分散介质，包 围反应物分子，形成一种笼
对碰撞频率影响 笼间分子，碰撞 效应相当 同笼分子，碰撞
对扩散影响 (Ea~20kJ/mol）