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1、第三章,化學(xué)反應(yīng)速率 和化學(xué)平衡,目 錄,化學(xué)反應(yīng)速率 化學(xué)反應(yīng)速率及其 表示方法 速率理論 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素,化學(xué)平衡 化學(xué)平衡特征 平衡常數(shù) 化學(xué)平衡的移動(dòng) 有關(guān)平衡常數(shù)的計(jì)算,教學(xué)要求,了解化學(xué)反應(yīng)速率理論,理解活化能、活化分子、基元反應(yīng)等基本概念,掌握質(zhì)量作用定律,理解化學(xué)平衡特點(diǎn)及平衡移動(dòng)原理,掌握平衡常數(shù)K的意義、書(shū)寫(xiě)形式及其相應(yīng)計(jì)算,2-1 化學(xué)反應(yīng)速率 一、化學(xué)反應(yīng)速率表示方法 速率和機(jī)理是化學(xué)動(dòng)力學(xué)研究的核心問(wèn)題。 反應(yīng)速度因不同的反應(yīng)而異： 火藥爆炸瞬間 中和反應(yīng)幾秒 高溫固相合成無(wú)機(jī)材料、有機(jī)合成、高分子合成小時(shí) 橡膠老化年 石油,煤的形成幾百萬(wàn)年,1、化學(xué)

2、反應(yīng)速率定義,2、化學(xué)反應(yīng)速率的公式表示,3、化學(xué)反應(yīng)速率的單位表示 molL-1s-1 、molL-1min-1、molL-1h-1,單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加,化學(xué)反應(yīng)速率有兩種表示方法: 平均速率、即時(shí)速率（瞬時(shí)速率）,,二、化學(xué)反應(yīng)速率理論 1、有效碰撞理論（ Lewis提出，主要適用于氣體雙分子反應(yīng)） 反應(yīng)速率由碰撞頻率（Z），有效碰撞占總碰撞次數(shù)的分?jǐn)?shù)（能量因子f）和碰撞的方位因子（P）3個(gè)因素決定。 （1）有效碰撞：能發(fā)生反應(yīng)的碰撞 （2）活化分子：能發(fā)生有效碰撞的分子 （3）活化能：活化分子具有的最低能量與分子的平均能量之差。,2、過(guò)渡態(tài)理論（活化配合物

3、理論） 由Eyring和Polanyi提出，運(yùn)用了量子力 學(xué)及統(tǒng)計(jì)力學(xué)方法。 要點(diǎn)： 1、反應(yīng)物分子活化配合物（過(guò)渡狀態(tài)） 產(chǎn)物 2、位能（勢(shì)能）： 始態(tài) 過(guò)渡狀態(tài) 終態(tài) 3、T一定， Ea ，則活化分子總分子總數(shù) 的比例 ，反應(yīng)速率v ；反之， Ea ，反 應(yīng)速率v ,活化能與反應(yīng)熱,,,,,,,,,,,,,,,,,,2AB,2ABA2 + B2,,,,,,2ABA2 + B2,2AB,A2+B2,A2+B2,勢(shì)能,勢(shì)能,rH,正向Ea1,正 向 Ea1,Ea2,逆向,逆 向,Ea2,rH,Ea2 Ea1 0，放熱反應(yīng) Ea2 Ea1 <0，吸熱反應(yīng),三、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 (內(nèi)因

4、： Ea, 外因：C,T,K) 1、濃度（或分壓）對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響及質(zhì)量作用定律 （1）理論解釋 （2）基元反應(yīng)和非基元反應(yīng),一定溫度下，當(dāng)增加反應(yīng)物濃度時(shí)，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)也相應(yīng)增多，從而增加了單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物分子間的有效碰撞次數(shù)，導(dǎo)致反應(yīng)速度加快。,基元反應(yīng)：一步完成的反應(yīng)。 非基元反應(yīng)：分若干個(gè)步驟完成的反應(yīng)。,（3）質(zhì)量作用定律 任意反應(yīng) aA+bB=dD+eE 在一定溫度及Ea,下，基元反應(yīng)的速率與各反應(yīng)物的濃度（以方程式中計(jì)量系數(shù)的絕對(duì)值為指數(shù)）的乘積成正比. 對(duì)于基元反應(yīng):v=kCAaCBb 對(duì)于非基元反應(yīng):v=kCAmCBn 注意！ 基元反應(yīng)的a.b 是方程式

5、中的系數(shù)，非基元反應(yīng)的m.n是由實(shí)驗(yàn)所測(cè)數(shù)據(jù)得出。m.n可能與a.b相同，也可能不同。m=a,n=b不代表此反應(yīng)一定是基元反應(yīng)。,應(yīng)用質(zhì)量作用定律要注意以下幾個(gè)問(wèn)題： 1、質(zhì)量作用定律只適用于基元反應(yīng)，一般不適用于非基元反應(yīng)； 2、稀溶液中溶劑參與的反應(yīng)，其速度方程不必標(biāo)出溶劑的濃度； 3、對(duì)于具有一定表面積的固體或純液體參加的多相反應(yīng)，其反應(yīng)速率與固體或純液體的量（或濃度）無(wú)關(guān)。,2、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響 （T對(duì)V影響較大：主要影響k） 3、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響 （1）基本概念（催化劑、正催化劑、負(fù)催化劑、催化機(jī)理） （2）催化機(jī)理 （3）催化特點(diǎn)說(shuō)明,單位體積內(nèi)活化分子百分

6、數(shù)增加 T增大，分子運(yùn)動(dòng)速率增加、易獲得能量成為活化分子、 活化分子百分?jǐn)?shù)f增加、有效碰撞次數(shù)增加、v增大,參與過(guò)程，改變途徑，降低活化能， 增加活化分子百分?jǐn)?shù),只能催化熱力學(xué)上可能發(fā)生的反應(yīng)； 只改變途徑，不改變化學(xué)平衡的位置，只是 縮短達(dá)平衡的時(shí)間； 催化劑具有選擇性； 催化劑在特定條件下才能體現(xiàn)它的活性。,&2-2 化學(xué)平衡 一、化學(xué)平衡的特征 1、可逆反應(yīng) 同一條件下，可以向正反兩個(gè)方向進(jìn)行的反應(yīng)。 2、化學(xué)平衡,一定溫度下，正、逆反應(yīng)速度相等時(shí)的狀態(tài)。,3、特征 （1）只有在恒溫條件下，封閉體系中進(jìn)行的可逆反應(yīng)才能建立化學(xué)平衡，這是建立平衡的前提； （2）化學(xué)平衡的最主要特征是：

7、（3）可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，體系內(nèi)各物質(zhì)的濃度在外界條件不變的條件下，不隨時(shí)間而變化，這是平衡建立的標(biāo)志； （4）化學(xué)平衡是有條件的動(dòng)態(tài)平衡，條件一旦改變，就會(huì)打破舊的平衡，而在新的條件下建立平衡； （5）化學(xué)平衡可以從正逆兩個(gè)方面達(dá)到。,定、逆、等、同、動(dòng),,,,,,反應(yīng)速度,時(shí)間,化學(xué)平衡,V正,V逆,二、平衡常數(shù) 1.定義：在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，產(chǎn)物濃度的方程式計(jì)量系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物計(jì)量系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，這一常數(shù)稱為“平衡常數(shù)”。符號(hào)：K 。這一規(guī)律稱為“化學(xué)平衡定律”。 2. 平衡常數(shù)的分類 （1）經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)（實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)）： Kc , Kp（Kx,

8、K雜） （2）相對(duì)平衡常數(shù)：Kr (或標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K ）,實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)KC、KP ：由實(shí)驗(yàn)測(cè)出。 例如 H2(g)+I2(g)=2HI (g)達(dá)平衡時(shí),KC濃度平衡常數(shù),對(duì)氣相反應(yīng)，則：,KP壓力平衡常數(shù),二者關(guān)系：KP=KC(RT)n （P=cRT，n=產(chǎn)氣反氣）,標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K： 設(shè)反應(yīng) aA+bB=dD+eE 在一定溫度達(dá)平衡。 若均為氣相： 若均為溶液：,定義： “標(biāo)準(zhǔn)壓力”為p “標(biāo)準(zhǔn)（物質(zhì)的量）濃度”為c “標(biāo)準(zhǔn)質(zhì)量摩爾濃度”為b （或m ） “標(biāo)準(zhǔn)物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)”為x SI制規(guī)定： p = 1 105 Pa（100KPa）

9、 （舊：101325 Pa） c = 1 moldm-3 溶質(zhì) 溶液體積 b = 1 molkg-1 溶質(zhì) 溶液質(zhì)量 在任何單位制中， X =1 （表示“純物質(zhì)”）,3、平衡常數(shù)的意義 平衡常數(shù)K是衡量反應(yīng)進(jìn)行程度大小的一個(gè)常數(shù)。表示在一定條件下，平衡狀態(tài)是可逆反應(yīng)所能進(jìn)行的最大極限。 通常：K 107，正反應(yīng)單向 K <10-7，逆反應(yīng)單向 K = 10-7 107，可逆反應(yīng) K，正反應(yīng)徹底。 K 只與溫度有關(guān)，不隨濃度變化。 利用平衡常數(shù)可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。（Q（濃度商）與K的相對(duì)大?。?,濃度反應(yīng)商,,分壓反

10、應(yīng)商,,當(dāng)Q=K時(shí)，體系處于平衡狀態(tài) 當(dāng)QK時(shí)，平衡向左移動(dòng),Q與K的關(guān)系：K是Q的特例，平衡 時(shí)用K，未平衡時(shí)（任意狀態(tài)）用Q。,4、書(shū)寫(xiě)平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)注意的問(wèn)題 （1）平衡常數(shù)的表達(dá)式和數(shù)值決定于反應(yīng)方程式的書(shū)寫(xiě)形式。 （2）純固體或純液體參加的反應(yīng)，其濃度不必寫(xiě)入平衡常數(shù)表達(dá)式中。 （3）稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，水的濃度不必寫(xiě)入表達(dá)式中；氣相或非水溶劑中進(jìn)行的反應(yīng)水的濃度必須寫(xiě)出。 （4）K只是溫度的函數(shù)，不涉及反應(yīng)速率，也與濃度無(wú)關(guān)。,（5）如果某反應(yīng)可表示為兩個(gè)或多個(gè)反應(yīng)總和或差，則總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各分步反應(yīng)的平衡常數(shù)的乘積或商。,多重平衡規(guī)則,例如： SO2+ O2 = SO3

11、 (1) K1 NO2 = NO + O2 (2) K2 方程(1) + (2) ： SO2+ NO2 = NO + SO3 (3) K3 = K1 K2 方程(3) - (1) = (2) 或(3) - (2) = (1) ，則 或,三、化學(xué)平衡的移動(dòng) 1、定義 因外界條件改變使可逆反應(yīng)從舊的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過(guò)程稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)。 2、規(guī)律 (1887年 法國(guó) Le-Chateliers Principle) 化學(xué)平衡移動(dòng)的總規(guī)律： 假如改變平衡體系的條件之一（ C、 P、T），平衡就向減弱這種改變的方向移動(dòng)。(定性),3、外界因素對(duì)化學(xué)平

12、衡的影響 （1）濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 （2）溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 化學(xué)反應(yīng)總是伴隨著熱量的變化，若正反應(yīng)是放熱反應(yīng)則逆反應(yīng)必是吸熱反應(yīng)。當(dāng)可逆反應(yīng)在某溫度下達(dá)平衡后： （3）壓力對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 對(duì)于有氣體物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)并且反應(yīng)方程式兩邊氣體分子總數(shù)不等的反應(yīng)：,增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡正向移動(dòng)； 減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度，平衡逆向移動(dòng)。,升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)； 降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。,增大壓力平衡向分子總數(shù)減小的方向移動(dòng)； 減小壓力平衡向分子總數(shù)增大的方向移動(dòng)。,四、有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算 1、已知平衡濃度求平衡常數(shù)

13、例1 在某溫度下，反應(yīng)：N2 + 3H2 2NH3在下列條件時(shí)建立平衡：N2=3mol/L，H2=8mol/L，NH3=4mol/L，求平衡常數(shù)Kc。 解： N2 + 3H2 2NH3 平衡濃度（c） 3 8 4 由平衡常數(shù)表達(dá)式,2、已知平衡常數(shù)和開(kāi)始濃度，求平衡濃度及反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率 例2 在密閉容器中，將CO和H2O（g）的混合物加熱，達(dá)到下列平衡：CO + H2O CO2 + H2 在800時(shí)平衡常數(shù)等于1，反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，CO=2 mol/L，H2O=3 mol/L，求平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度和CO轉(zhuǎn)化為CO2的轉(zhuǎn)化率。 解：設(shè)平衡時(shí)，單位體積中有mol的CO轉(zhuǎn)化為CO2，即CO

14、2= mol/L。 CO + H2O CO2 + H2 開(kāi)始濃度（c1） 2 3 0 0 平衡濃度（c2） 2 3 解得 =1.2 CO轉(zhuǎn)化成CO2的轉(zhuǎn)化率為：,,例3 在1L密閉容器中的可逆反應(yīng)： 2SO2 （g）+ O2 （g） 2SO3（g）當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)，測(cè)得SO2的量為0.11mol，O2的量為0.05mol，SO3的量為0.12mol。若溫度和體積不變，加入0.12mol O2，各物質(zhì)的平衡濃度是多少？加入O2前后，SO2的轉(zhuǎn)化率各為多少？ 解：由平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度可求此反應(yīng)的平衡常數(shù) 設(shè)加入0.12mol O2后有mol被消耗

15、，則 2SO2 （g） + O2 （g） 2SO3（g） C起始（第1次平衡） 0.11 0.05 0.12 C平衡（第2次平衡） 0.11- 0.05-+0.12 0.12+2 解得 =0.016 mol/L 平衡時(shí) SO3=0.12+20.016=0.15 mol/L SO2=0.1120.016=0.08 mol/L O2 =0.170.016=0.15 mol/L 第1次平衡時(shí)，SO2的轉(zhuǎn)化率為： 第2次平衡時(shí)，SO2的轉(zhuǎn)化率為：,本章小結(jié)： 1、化學(xué)反應(yīng)速率及其影響因素 2、質(zhì)量作用定律 3、平衡常數(shù)書(shū)寫(xiě)及其相關(guān)計(jì)算 4、化學(xué)平衡的移動(dòng) 作業(yè)：p267、10、11,