第6章和第7章化学反应速率.ppt

2. Van’t Hoff方程 1884年， Van’t Hoff 在大量实验的基础上，归纳出一条经验规则：反应温度每升高10K，反应速率常数一般最大2~4倍。 1852.8~1911.3 荷兰化学家 ,获得1901年的诺贝尔化学奖，成为第一位获得诺贝尔化学奖的科学家 v(T+10) vT k(T+10) k10 = = 2~4 例如：2N2O5 → 4NO2 + O2 v308 v298 = 3.81 根据碰撞理论，稳定升高，分子间碰撞次数增加，活化分子数增加，反应速率增加。 1889年Arrhenius提出了k与T之间的定量关系: k=A exp(-Ea/RT) 由Arrhenius方程可求得 Ea: 显然为直线关系，直线的斜率为 ， 直线的截距为lnA 3. 阿仑尼乌斯方程 若已知T1, k1, T2, k2, 可求出Ea 求出Ea 后, 可用内插法或外推法求算指定温度下的k值. 式中：k速率常数，Ea反应活化能；A对于同一化学反应，为常数 对反应 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)，若有下列数据，计算化学反应的活化能. T(℃) T(K) 1/T(K) k(s-1) ln(k) 20 293 3.41×10-3 2.0 ×10-5 -10.82 30 303 3.30 ×10-3 7.3 ×10-5 -9.53 40 313 3.19 ×10-3 2.7 ×10-4 -8.22 50 323 3.10 ×10-3 9.1 ×10-4 -7.00 60 333 3.00 ×10-3 2.9 ×10-3 -5.84 k-t 图 lnk -1/t 图 ∴ Ea = -R(slope) =-(-8.314J/K·mol)(-1.2 ×104K) =1.0×105J/mol 7.3.3 催化剂对反应速率的影响 催化剂:存在少量就能改变反应速率而本身最后并无损耗的物质. 催化作用的特点 ： ● 只能对热力学上可能发生的反应起作用 ● 通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间 ● 只有在特定的条件下催化剂才能表现活性 ● 通过改变催化剂可以改变反应进程 1. 催化剂与催化作用(Catalyst and catalysis) 正催化剂——能加快反应速率的催化剂； 如: 硫酸生产中使用的V2O5。 负催化剂——能减缓反应速率的催化剂。 如: 防止橡胶、塑料老化的防老剂。 通常所说的催化剂是指正催化剂。 2. 催化剂显著增大反应速率的原因 催化剂与反应物形成一种势能较低的活化配合物，使活化能降低，使活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多，反应速率增大。 如：合成氨反应: N2 + 3H2 → 2NH3 无催化剂时，Ea = 326.4 kJ·mol-1 Fe催化时，Ea? = 176 kJ·mol-1 反应: 2SO2 + O2 → 2SO3 无催化剂时，Ea = 251 kJ·mol-1 Pt催化时，Ea? = 63 kJ·mol-1 第 6 章 化学平衡 6.1 可逆反应与化学平衡 6.2 平衡常数 6.3 标准平衡常数的应用 6.4 化学平衡的移动 6.1 可逆反应与化学平衡 6.1.1 可逆反应(reversible reaction) 在一定条件下，可同时向正、逆两个方向进行的反应。 V2O5 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 不可逆反应：反应物能够全部转化为产物的反应称为不可逆反应。 HCl + NaOH NaCl + H2O KClO3(s) 2KCl (s) +