化学反应速率

化学反应速率，反应速率方程 aA+bB=gC+hH，r= k[c(A)]m*[c(B)]n k为速率常数,m,n分别为A,B浓度的幂指数。

化学反应速率

反应速率

分类

平均速率

瞬时速率

反应速率方程 aA+bB=gC+hH r= k[c(A)]m*[c(B)]n k为速率常数,m,n分别为A,B浓度的幂指数

反应机理

基元反应

概念：反应物分子一步直接转化为产物的反应

反应分子数：参与基元反应的(原子，分子，离子或自由基)数目 非基元反应不存在反应分子数

分类：单分子反应 反应分子数=1 双分子反应 反应分子数=2 三分子反应 反应分子数=3

质量作用定律 aA+bB=gC+hH r= k[c(A)]a*[c(B)]b 质量作用定律的适用条件仅为基元反应 实验测得的速率方程与由质量作用定律写出的速率方程一致，不能说明该反应为基元反应

机理探讨

反应机理中最慢的基元反应控制总反应的速率 反应速率的控制步骤

反应级数

概念：速率方程中物质浓度的幂指数之和（通常并不等于反应方程中的化学计量系数）

反应级数越大，对反应速率的影响越大

零级反应

特点：反应速率与反应物浓度无关

速率方程 -dc(A)/dt=k C(A)=Co(A)-kt

半衰期 t½=Co(A)/2k

一级反应

速率方程 -dc/dt=kc ln(Co/C)=kt lgC=lgCo-kt/2.303

半衰期 t½=ln2/k=0.693/k

二级反应

速率方程 1/C-1/Co=kt

半衰期 t½=1/kCo

三级反应

半衰期 t½=3/2kCo²

速率常数

定义：在给定温度下各种反应物浓度皆为1mol/dm³时的反应速率

特性

k的大小直接决定了反应速率的大小及反应进行的难易程度

k是T的函数，同一反应，T不同，k不同

k与反应物，反应介质，催化剂，反应容器等有关

单位

零级 mol/(L³*s)

一级 s⁻¹

二级 mol⁻¹/(L*s⁻¹)

n级 mol¹⁻ⁿ/(Lⁿ⁻¹*s⁻¹)

温度对化学反应速率的影响

阿罗尼乌斯公式 k=Ae⁻Ea/RT lnk=-Ea/RT+lnA lgk=-Ea/2.303RT+lgA lgk₂/k₁=Ea/2.303R[(T₂-T₁)/T₂T₁

同一反应，不同温度 Ea一定时，温度越高，则k值越大，r值越大 不同反应，同一温度 Ea大的反应，则k值小，r值小 同一反应，升高同样温度 在高温区升温， k值增加的倍数小 不同反应，升高同样温度 对Ea大的反应，k值得增加的倍数大

反应速率理论

碰撞理论

先决条件：反应物分子间的相互碰撞是反应进行 反应物分子碰撞的频率越高，反应速度越大。

有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞

活化分子：能够发生有效碰撞的分子

活化能：活化分子具有的最低能量

波耳兹曼分布 f=e⁻Ea/RT f为能量因子

r=ZfP=ZPe⁻Ea/RT P为取向因子 Z为总碰撞次数

过渡态理论

反应物分子要经过一个中间过渡状态，形成活化配合物， 反应物与活化配合物之间很快达到化学平衡。

一定温度下反应的活化能越大，能峰越高，能越过能峰的反应物 分子比例越少，反应速率越慢