第3章化學反應的方向、速率和限度(參考版)
2024-10-15 13:44本頁面
【正文】 催化劑的使用純屬動力學問題 。 ?催化劑不影響產(chǎn)物與反應物的相對能量 ，不能改變反應的始態(tài)和終態(tài) 。 是因為它參與了變化過程 ， 改變了原來反應的途徑 ， 降低了反應的活化能 。 ?催化作用 催化劑能改變反應速度的作用 。mol1mol1s 1計算 700K時的 k。mol1在600K時 k= 設某反應在 T1時測得速度常數(shù)為 k1 設某反應在 T2時測得速度常數(shù)為 k2 則 : ARTEak lgln22 ???ARTEak lgln11 ???)()11(lnln21122112 TTTTREaTTREakk ?????)(ln211212TTTTREakk ??上式中 ， Ea的單位為 J 所以 lgk或 lnk與 1/T成線性關系 。 二 、 溫度對反應速率的影響 —— 阿累尼烏斯公式 1989年 Arrhenius在總結大量實驗事實的基礎上指出： k速度常數(shù) ,Ea為活化能 ,R氣體常數(shù) ,A稱指前因子。 對： aA + bB ? dD+eE 則： v=k[A]a ３ .質(zhì)量作用定律 恒溫下 ， 基元反應的反應速度與各反應物濃度系數(shù)次方的乘積成正比 。 ?簡單反應 由一個基元反應構成的化學反應 。 ?基元反應 一步完成的化學反應 。s) 102 102 102 102 102 101 求其速率方程 ? 解：由 v=k[A]m 例：有一化學反應 aA+bB=C在 298K時 ，將 AB溶液按不同濃度混合 ,得到下列數(shù)據(jù) 。即濃度變化 ， 速度不變 。 CH3CHO===CH4+CO v=k[CH3CHO]3/2 即為 3/2級反應 反應級數(shù)不一定是整數(shù) ,可以是分數(shù) ,也可以為零 。 如： 2H2O2===2H2O + O2 v=k[H2O2] m =1為一級反應 S2O82+2I ===2SO42+I2 v=k[S2O82][I] m =1,n =1,S2O8 I分別為一級反應 m + n =2即整個反應為二級反應 。 m+n該反應的總反應級數(shù) 。 對于反應 aA + bB === dD+eE 其速度方程一般情況下可表示為 :v=k[A]m 一、 濃度對化學反應速度的影響 ３ .３ .３ 影響化學反應速率的因素 不同的化學反應有不同的速度方程和速度常數(shù) 。 這種活化配合物位能很高 ， 所以很不穩(wěn)定 ， 它可能重新變回原來的反應物 （ C， AB） ， 也可能分解 成產(chǎn)物（ AC， B） 。 二 、 過渡態(tài)理論 ?由反應物到產(chǎn)物的反應過程 ， 必須通過一種過渡狀態(tài) ,即反應物分子活化形成活化配合物的中間狀態(tài) 。 但是它的活化能高達 330kJ/mol致使氮和氫的活化分子百分數(shù)很小 ， 有效碰撞也極少 ， 反應速率極小 。 活化能大小是物質(zhì)結構的反映 。 活化能大于 400kJ 活化能小于 40kJmol 1—— 240 kJ不同的化學反應有不同的活化能，活化能由實驗測定。 ?實驗活化能或 Arrhenius活化能 活化分子所具有的平均能量 (E*)與整個反應物分子的平均能量 (E)之差稱為活化能 (Ea)。 ?發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子 。 為了說明反應的快慢及其影響因素 ， 目前提出了兩種理論：碰撞理論和過渡態(tài)理論 。再根據(jù) cv做圖 ， 即可得到 速率方程 。 即上述反應的瞬時速度可表示為： dtdvN]N[ 22??dtdvH]H[ 22??dtdvNH]NH[ 33?三個速度不同且有： dtddtddtd ]NH[21]H[31]N[ 322 ?????? 對于反應 aA + bB ? dD+eE dtdedtdddtdbdtda]E[1]D[1B][1]A[1????????? 二 、 化學反應速度的實驗測定 某種物質(zhì)在化學反應過程中不同時間下的濃度數(shù)據(jù)做 ct曲線 如 : 2N2O5?4NO2+O2 由實驗數(shù)據(jù)畫圖然后做任意一點的 切線 。 (反應速度為正值 )
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