第四章化學反應速率和化學平衡

第四章化學反應速率與化學平衡任課教師：鄒小南第一節(jié)化學反應速率一、化學反應速率的概念和表示方法化學反應速率的定義：是衡量化學反應過程進行的快慢，即反應體系中各物質的量隨時間的變化率。1.表示方法平均速率v=±△C(Ａ)/△t

瞬時速率v=±dC(Ａ)/dt2.同一個反應方程式由于各物質的計量數不同，對應的物質所表示的反應速率也不同，但它們的比等于計量數的比。例如：

2N2O5=4NO+O2

v(N2O5)=1/2v(NO)=2v(O2)例如：

H2+I2=2HI第一步

I2=2I（快反應）

第二步

H2+2I=2HI（慢反應）（一）元反應和非元反應元反應：反應物通過一步反應變成生成物；非元反應：反應物通過多步才能轉變成生成物。

二、化學反應活化能和反應熱如果在一個非元反應中，有一步反應的速率最慢，它能控制總反應的速率，總反應的速率基本上等于這最慢一步的速率，則最慢的一步反應就叫做速率控制步驟。（二）碰撞理論與活化能

1.反應物分子間的相互碰撞是反應進行的前提，碰撞頻率越高，反應速率越快。

2.有效碰撞：能夠發(fā)生反應的碰撞稱為有效碰撞。彈性碰撞：不發(fā)生反應的碰撞叫做彈性碰撞。

3.活化分子：具有較大的動能并能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

4.活化能：活化分子具有的最低能量與反應物分子的平均能量之差，稱為活化能。用Ea表示，

Ea=E活-E平

二、化學反應活化能和反應熱5.活化分子與反應速率的關系

濃度對速率的影響：溫度一定下，活化分子的百分數一定，增加反應物濃度，等于在單位體積內增加了活化分子數，有效碰撞增加，反應速率增大。

溫度對反應速率的影響：溫度升高，有較多分子獲得能量而成為活化分子，致使單位體積內的活化分子百分數增加了，有效碰撞次數增加很多，從而加快了反應速率。催化劑對反應速率的影響：催化劑的加入改變了反應的途徑，降低了反應的活化能，使活化分子百分數增大，從而加快了反應的速率。過渡狀態(tài)理論A+BC→A‥‥B‥‥C→AB+C反應物

（始態(tài)）活化絡合物（過渡態(tài)）產物

（終態(tài)）催化作用：降低反應的活化能，不能改變反應方向。（三）過渡狀態(tài)理論觀點：在反應過程中，認為反應必須經過一中間活化配合物的形式。三、影響反應速率的因素1濃度對反應速率的影響當溫度一定時，元反應的反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比，這就是質量作用定律。反應速率方程式（質量作用定律）：元反應速率與濃度的相互關系。例如，對于元反應：aA+bB

yY+zZ

v=Kc(A)ac(B)b說明：K為反應速率常數，只與溫度、催化劑有關。a+b稱為反應級數2溫度對反應速率的影響（1）定性：T↑v

↑

（2）半定量Vant’Hoff規(guī)則對多數反應：溫度升高10度，反應速率增加2—3倍。

3催化劑與反應速率（1）定義：存在較少量就能顯著地加速反應而其本身最后并無損耗的物質。（2）分類：正催化劑和負催化劑（3）特點：專一性，高效性

α催化劑的作用是化學作用

β短時間內催化劑能多次反復再生。

γ在可逆反應中能催化正向反應的催化劑也同樣能催化逆向反應

δ催化劑有特殊的選擇性（特異性）一、化學反應的可逆性2.可逆反應大多數化學反應都是可逆的。在一定條件下，化學反應即可按反應方程式的正向進行，也可逆向進行，具有可逆性。這樣的反應稱之為可逆反應。例如:1.不可逆反應有些反應幾乎能進行到底。例如：

2KClO3

（s）2KCl（s）+3O2（g）MnO2第二節(jié)化學平衡各種化學反應中，反應物轉化為產物的限度各不相同，有些反應可以進行到底，及時在密閉容器中，這類反應的反應物也能全部轉化為產物。2.可逆反應幾乎所有的化學反應都具有可逆性，但可逆程度相差較大，（1）可逆程度顯著（2）可逆傾向弱

Ag+

＋Cl-

AgCl可逆反應的不斷進行，必然會導致化學平衡。第二節(jié)化學平衡二、化學平衡的概念：

在一定條件下，可逆反應中，正、逆反應速度相等，各物質的濃度不再隨時間而改變的狀態(tài)。化學平衡的特點：（1）“動”：動態(tài)平衡。即

正向反應速率=逆向反應速率≠0

（2）體系與環(huán)境未發(fā)生物質的交換，可逆反應會自發(fā)的趨于平衡。（3）化學平衡可以從正、逆兩個方向到達。（4）化學平衡是可逆反應在一定條件下的最大限度。三、經驗平衡常數——用來判斷反應進行的程度可逆反應在一定條件下，達到平衡時，正反應與逆反應速率相等，各物質濃度不再改變，稱為平衡濃度，用Ceq表示。對于可逆反應：eE+fF

dD+hH若均為氣體，且在溫度為T(K)時達到平衡：

KP為壓力平衡常數

其中，[PE]、[PF]、[PH]、[PD]均為相應物質的平衡分壓，KP

為壓力平衡常數若在溶液中，平衡時的濃度分別為[E]、[F]、[H]、[D]，則：

Kc

為濃度平衡常數

Kp、Kc

可由實驗測定，稱之為經驗平衡常數

d＋h＝e＋f,Kc，Kp無單位；d＋h≠e＋f,Kc,Kp有單位以生成物對反應物的壓力商或濃度商表示的Kp，Kc均稱為經驗平衡常數。平衡常數經驗平衡常數（非標準平衡常數）：是通過生成物對反應物的壓力商或濃度商來表示的。標準平衡常數：是通過熱力學方法計算，所得的平衡常數曾稱為熱力學常數。四、標準平衡常數（K)：如：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)平衡壓力：4.1712.523.57(106kPa)

=1.56×105

P=1.00×105Pa=1bar=100kPa在一定溫度下，稀溶液中的可逆反應達到平衡時，反應物的相對平衡濃度以化學計量數為指數的乘積除以生成物的相對平衡濃度以化學計量數為指數的乘積是一個常數。1.標準平衡常數表達式:對于一般的化學反應（1）如果在反應物或生成物中有固體或純液體，不要把它們寫入表達式中。（2）在稀溶液中進行的反應，若溶劑參與反應，由于溶劑的量很大，濃度基本不變，可看做一個常數，不寫入表達式。（3）標準平衡常數表達式及Kθ

的數值與反應方程式的寫法有關。

(4)正、逆反應的標準平衡常數互為倒數。

(5)Kθ適用范圍元反應和非元反應，多重反應平衡體系中，任一種物質的平衡濃度或分壓必須同時滿足體系中多個平衡，因此，各標準平衡常數之間存在一定的關系。Aa(s)+Bb(aq)Dd(aq)+fH2O+eE(g)

2.書寫和應用平衡常數須注意以下幾點4-4平衡常數與平衡轉化率α=

反應物已轉化的量反應物末轉化的總量×100%α=×100%反應物起始濃度—反應物平衡濃度反應物起始濃度5-1濃度對化學平衡的影響對于溶液中的化學反應，平衡時,Q=K當c(反應物)增大或c(生成物)減小時,

Q<K平衡向正向移動。當c(反應物)減小或c(生成物)增大時,Q>K平衡向逆向移動。

化學平衡的移動：當外界條件改變時，化學反應從一種平衡狀態(tài)轉變到另一種平衡狀態(tài)的過程。第三節(jié)化學平衡的移動5-2壓力對化學平衡的影響1.部分物種分壓的變化如果保持溫度、體積不變，增大反應物的分壓或減小生成物的分壓，使Q減小，導致Q<K，平衡向正向移動。反之，減小反應物的分壓或增大生成物的分壓，使Q增大，導致Q>K，平衡向逆向移動。2.體積改變引起壓力的變化對于有氣體參與的化學反應

aA(g)+bB(g)

yY(g)+zZ(g)??

對于氣體分子數增加的反應，ΣB>0，x

ΣB>1，Q>K，平衡向逆向移動，即向氣體分子數減小的方向移動。

對于氣體分子數減小的反應，ΣB<0，x

ΣB<1，Q<K，平衡向正向移動，即向氣體分子數減小的方向移動。

對于反應前后氣體分子數不變的反應，ΣB=0，x

ΣB=1，Q=K，平衡不移動。3．惰性氣體的影響

(1)在惰性氣體存在下達到平衡后,再恒溫壓縮,ΣB≠0，平衡向氣體分子數減小的方向移動,Σ

B=0，平衡不移動。

(2)對恒溫恒容下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，反應物和生成物pB不變，Q=K，平衡不移動。

(3)對恒溫恒壓下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應物和生成物分壓減小，如果ΣB≠0，平衡向氣體分子數增大的方向移動。5-3溫度對化學平衡的影響

K(T)是溫度的函數。溫度變化引起K(T)的變化，導致化學平衡的移動。

對于放熱反應，

<0，溫度升高，K減小，Q>K，平衡向逆向移動。

對于吸熱反應，

>0，溫度升高，K增大，

Q<K

，平衡向正向移動。?????????5-4催化劑與化學平衡催化劑不能使化學平衡