化學反應速率概述：熱力學——可能性動力學——現實性例：CO(g)+NO(g)=CO2(g)+1/2N2(g)

ΔrGmθ（298.15K）=-344kJ.mol-1

反應的可能性很大，可以用此法來治理汽車尾氣，但反應速率卻慢，要實現它，需要提高反應的速率。2.1化學反應速率及其表示方法1、化學反應速率定義：化學反應進度隨時間的變化率為反應速率，表示為：

ξ=dξ/dt=ν

單位：mol/s

對于一般化學反應

aA+bB=gG+dDν

=ξ=dξ/dt=vB-1dnB/dt對有限量的變化：

ξ=vB-1ΔnB

/Δt若反應體系的體積為V、且不隨時間而變化，用下式表示化學反應速率

d（nB/V）dCBν

=ξ/V=vB-1=vB-1

dtdt對于有限量的變化：v=vB-1ΔCB/Δt

單位：mol/m3·s

例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

vB

:-1-32CB(始)：1.03.02.0mol/m3t=2s:0.82.41.6mol/m3

Δt:2.02.02.0sΔCB:-0.2-0.60.4mol/m3v:0.100.100.10mol/m3·s2.v=vB-1ΔCB/Δt定義的反應速率的特點：（1）數值的大小與選擇的物質種類無關，對同一反應，只有一個值;（2）對于反應物、vB

與ΔCB

均為負值;（3）在實際應用中，常選濃度變化易測定那種物質來表示化學反應速率;也可測定物質的其它物理量或用光譜、色譜儀測定反應物或生成物濃度隨時間的變化率。2、2影響化學反應速率的因素

內因：反應物的組成、結構、碰撞及其能量（靜態）（動態）化學反應的快、慢外因：反應物濃度、溫度、壓力、催化劑等2、2、1濃度與化學反應速率的關系1、基元反應與非基元反應定義：

例：O2+H(g)=HO(g)+O(g)基元反應

2NO+2H2=N2+2H2O非基元反應

2NO+H2=N2+H2O2

（慢）

H2O2+H2=2H2O（快）2、基元反應的速率方程式——質量作用定律（1）定律意義與表達式對于基元反應aA+bB=gG+dDv=kCAa

CBb

（2）特點：可以根據反應方程式直接寫出表達式3、非基元反應的速率方程式（1）定律意義與表達式對于非基元反應aA+bB+┅gG+dD+┅

v=kCAαCBβ┅

（2）特點：式中α、β等指數是待定數；表達式不能直接根據反應式寫出，必須由實驗確定。（例P33）

2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)(V2O5催化劑)v=kc(CO)(實際為一級反應)4、反應級數與N級反應意義：分級數、級數特點：值可為0、正整數、分數或負數取值與N級反應5、速率常數kI意義：比例常數

II影響因素：本性、溫度、催化劑等、與反應物濃度大小無關。

III單位：（濃度）1-n

·（時間）-1

例：一級反應：k1的SI單位S–1

二級反應：k2的SI單位m3

·mol—1

·s—1

結論：k的單位隨反應級數而定

IVk的大小實質：反應比速（意義）

(數值相等、單位不同)V/[v]=k/[k]

（[v][k]表示V、K各自的單位）

V應用：常用來比較相同條件下不同反應的速率大小或同一反應在不同溫度、催化劑時的速率大小。6、一級反應中反應物濃度、反應時間、速率常數的關系式

(1）表達式：

對于一級反應：v=-dc/dt=k1c

積分后：

ln(c/[c])=-k1t+ln(c0/[c])

（注意解釋各物理量的意義）（2）一級反應的特征：

Iln(c/[c])t一次直線方程、直線斜率為–k

II半衰期t1/2=0.693/k與反應物濃度無關（3）t1/2

的應用

I放射性元素的特征常數

II基礎科學研究的應用（4）例P34例2.1（分析、講）

2H2O2(l)=2H2O(l)+O2(g)H2O2分解是一級反應，k=0.0410min-1

I若從0.500mol/dm3

溶液開始分解，10分鐘后，濃度是多少？

IIH2O2在溶液中分解一半所需的時間？解：ln[c/[c]=-0.0410min-1×10.0min+ln(0.500mol·dm-3/mol·dm-3)

求得：c=0.332mol·dm-3t1/2=0.693/k=0.693/0.0410min-1=16.9min2、2、2溫度與化學反應速率的關系1實驗事實：牛奶在273K時48h不變酸、在300K時4h變酸（為什么？）2、理論解釋：

T↑、分子能量↑更多的分子參加反應，使反應速率↑3、半定量公式：范特荷夫規則：ΔT10K

Δv2—4倍（液體1—2倍、氣體2—4倍）4.定量公式：（1）表達式：

k=Aexp(-Ea/RT)

lg(k/[k])=-Ea/2.303RT+lg(A/[A])

（2）公式中各物理量的意義：（不同的反應A、Ea不同（表2—1）、但在一定的溫度范圍內各為一定值）（3）公式的理解：

I當T一定時、對于不同的反應、Ea

↑k↓v↓反應就越慢；反之亦然。

II對于同一反應（當反應物濃度相同時）T↑k↑v↑反應就越快；反之亦然。

III可以根據不同T時的k,求反應的活化能

T1時：lg(k1/[k])=-Ea/2.303RT1+lg(A/[A])T2

時：lg(k2/[k])=-Ea/2.303RT2+lg(A/[A])

兩式相減有：lg(k2/k1)=Ea/2.303{[T2–T1]/T2·T1}（4）計算示例（P35例2.2）

例：已知反應H2S2O3=H2SO3+S（s）

在濃度相同的條件下析出硫，

T1=293K時需時t1=110S；

T2=303K，需時t2=45.0S。

求：該反應的活化能Ea、313K析出硫并達到同等程度渾濁時所需的時間。解：因為反應速度與反應所需的時間成反比

k2/k1=v2/v1=t1/t2=110s/45.0s

由lg(k2/k1)=Ea/2.303{[T2–T1]/T2·T1}得Ea=2.303R[T1

·T2/(T2–T1)]lg(k2/k1)

Ea=2.303×8.314[293×303/(303–293)]lg(110/45.0)=6.60×104(J/mol)當T3=313K時由lg(k3/k1)=Ea/2.303{[T3–T1]/T3·T1}

lg(110s/t3)=Ea/2.303{[T2–T1]/T2·T1}求得反應時間:t=19.5S(5)Ea對反應速率影響的經驗規律：0105kJ/mol快<>很慢（6）阿氏公式適用范圍：P38的第一類反反應4、2、3催化作用

1、催化劑與催化反應

2、催化劑改變化學反應速率的機理（P38圖2—4）

3、催化劑作用的特點：（1）只能加速熱力學上可能進行的反應（2）催化劑只能改化學反應速率常數

k，而不改變化學平衡常數K

（3）催化反應中，催化劑具有特殊的選擇性（P39）2、3幾種類型的反應2、3、1多相反應

1、相、多相體系與多相反應

2、多相反應的速率常數kPkC

及影響因素：物理的、化學的

3、多相反應的步驟：擴散——反應——離去2、3、2鏈反應

1、定義