第二章化学反应速率和和化学平衡-内蒙古化工职业学院_精

掌握化学反应速率的基本概念及表示方法。了解有效碰撞理论，了解过渡状态理论，理解活化能、活化分子的概念及其意义。掌握浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。了解化学反应的可逆性，掌握化学平衡和平衡常数的概念。掌握标准平衡常数及平衡的有关计算。掌握浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响；了解从热力学和动力学等方面来选择合理的生产条件。教学效果教学时数：6学时第一节物质的聚集状态反应的方向性；反应的转化率，化学平衡问题；(热力学问题)反应所需时间，反应的速率。(动力学问题)化学反应研究的重要问题：引言：各种化学反应进行的快慢程度不同，酸，碱中和的反应，溶液中某些离子反应瞬间即可完成。在实际生产中，若把氢和氧放在一起几乎不发生反应，但升温至于1073K，该反应以爆炸的方式瞬间完成，如选用催化剂，则在常温，常压下氢、氧也能以较快地速度化合为水，因此在化工生产中一个反应其进行的速度是重要的，它直接关系到产量和经济效益的高低。2-1-1反应速率的表示方法表示方法：任一化学反应的反应速率都可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。为使反应速率是正值，当用反应物浓度的减少来表示时，要在反应物浓度的变化值△C前加一个负号。例如:对于化学反应：A+B→Y+Z，其反应速率为？v==△c（Y）/△t，或v==-△c（A）/△t。Vi==+dCi/dt：浓度单位通常用mol·L-1，时间单位常用s、min、h等注：+：用产物增加来表示化学反应速率。--：用反应物减少来表示化学反应速率。单位：mol·L-1·S-1或mol·L-1·min-1等例:在某一定条件下,与一恒容容器中氮气与氢气反应而合成氨,各物质的浓度变化如下:N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)开始浓度/(mol·L-1)：1.03.00第二秒末浓度/(mol·L-1)0.82.40.4计算反应开始后2秒中内的平均速度。解：VN2=-（0.8-1.0）/2=0.10mol·L-1·S-1VH2=-(2.4-3.0)/2=0.30mol·L-1·S-1VNH3=(0.4-0)/2=0.2mol·L-1·S-12-1-2平均反应速率与瞬时速率平均速率r=︱ΔcB/Δt︱瞬时速率r=︱dcB/dt︱P18图2-1是五氧化二氮在四氯化碳中分解时其浓度随时间的变化曲线。在两个时刻之间的浓度变化与时间变化之比就是在此时间间隔中的平均速率。在某一时刻时曲线上的切线斜率就是该时刻的瞬时速率。2-1-3．化学反应速度与系数有关。必须指明具体物质。第二节影响化学反应速度的因素2-2-1浓度对反应速率的影响基元反应和非基元反应：根据反应机理，一步就能完成的反应为基元反应；分几步进行的反应为非基元反应。例：HI的气相合成反应H2+I2---2HI只是一个最终反应，它并不是通过H2分子和I2分子在一次反应中相遇，磁撞而实现的，实际上它经历了如下步骤：I2—2I2I—I22I+H2—2HI最终方程是这三个共同作用的结果.这三个反应称为基元反应2-2-1浓度对反应速率的影响基元反应的速度方程-----质量作用定律当温度一定时,基元反应的反应速度与反应物浓度系数次方的乘积成正比，这一规律称为质量作用定律。对于一般的基元反应：aA+bB＝yY+zZ其速度方程式为：若为气体反应，其速度方程式也可为：注意：①质量作用定律只适用于基元反应。②多相反应中,固态反应物浓度不写入速度方程。C(s)+O2(g)=CO2非基元反应的速度方程由实验决定。K称为速率常数，K值大，反应速率就大。它主要受温度影响。ka/kb=a/bbBaAkccυbBaAk'ppυ2-2-2温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响显著，温度升高，一般都使反应速度加快。对多数反应而言，温度升高10度，反应速率大约增加到原来的2-4倍。教学内容：2-2-3催化剂对反应速率的影响催化剂的概念：能显著加快反应速率，而本身在反应前后组成、性质、质量都不发生改变的物质。正催化：加速反应速率；负催化：减慢反应速率催化剂的特点：反应前后组成、性质、质量都不发生改变催化剂具有选择性。♣不同的反应常采用不同的催化剂，同样的反应物用不同的催化剂可得到不同的产物。♣当一个反应可能有几个平行反应时，使用高选择性的催化剂来增大某个指定反应的速度，对副反应加以抑制。♣催化剂的作用主要是改变了反应的历程，降低了反应的活化能，从而使反应速度增大。2-2-4影响反应速率的其他因素非均匀系统中的反应，还与反应物接触面的大小和接触机会有关。教学内容：分子运动论认为：当化学反应发生时，分子间相互作用的首要条件是它们必须相互接确。由于分子碰撞次数很多，假如每一次碰撞都有效，那么一切气体反应将在瞬时完成，实际上并不是所有碰撞都有效。只有少数能量较大的分子碰撞后才能起化学作用，这种分子称为活化分子。2-3活化能主要论点：(1)反应物分子间的相互碰撞是化学反应进行的先决条件，(2)碰撞中部分能发生反应的分子首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而使分子中的原子重排，即发生化学反应。这种具有足够能量的分子称为活化分子。(3)活化分子之间的碰撞还必须在取向适当的方位上才能发生有效碰撞。2-3-1碰撞理论活化能碰撞理论1.有效碰撞：能发生反应的碰撞。2.活化分子：能发生有效碰撞的分子叫做活化分子。3.P22图2-4气体分子能量分布曲线：E活化是活化分子应具有的最低能量，E活化平均是活化分子的平均能量。4.活化能：活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差。Ea=E活化-E平均或：活化分子所具有的平均能量与分子的平均能量之差。Ea=E活化平均-E平均通常活化能越高，反应越慢。活化能的大小决定于反应的本性，是不同化学反应的速率相差悬殊的主要原因。活化能的大小由实验测定，一般化学反应的活化能在40KJ/mol—400KJ/mol之间，活化能小于40KJ/mol的反应在瞬间完成；活化能大于400KJ/mol的反应，速率非常慢。注：加入催化剂，会改变反应历程，降低反应活化能，同样大大增加了活化分子的百分数，使反应加速进行。2-3-1碰撞理论活化能理论认为：化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，必须通过一种过渡状态，即反应物分子活化形成活化配合物的中间状态：A+B－C→[A…B…C]→A－B+C活化配合物活化配合物的势能形成一个能峰；活化配合物具有的最低能量与反应物能量之差称为活化能。活化能越大，能峰越高，反应速率越小。2-3-2过渡状态理论简介2-4化学平衡2-4-1可逆反应与化学平衡3、化学平衡的特点：（1）、与化学反应的途径无关。（2）、动态平衡（表观上各物质的浓度不变，实际上，正逆反应正在进行）（3）、在密闭容器中达到平衡后，外界条件不变，各种物质的浓度不随时间变化；但若平衡条件改变，原平衡状态随之改变。1、同时能向正、逆两个方向进行的反应叫做可逆反应。2NO（g）+O2（g）→2NO2（g）只能向一个方向进行的反应叫做不可逆反应，2、化学平衡：当V正=V逆，即单位时间内因正反应使反应物减少的量等于因逆反应使反应物增加的量。从宏观上，各物质的浓度或分压不再改变，平衡状态是化学反应进行的最大限度。化学平衡是一种动态平衡。其平衡是有条件的，相对的和可以改变的。{c(Y)/cΘ}y·{c(Z)/cΘ}z{c(A)/cΘ}a·{c(B)/cΘ}bKΘ=在标准平衡常数表达式中使用的都是浓度与标准浓度之比，或分压与标准压力之比，因此标准平衡常数是一个量纲为1的量（它们的单位都互相抵消）。2-4-2标准平衡常数1、标准平衡常数表达式：若都是溶液反应：aA+bB→yY+zZ，其平衡常数的表示式为:2、书写平衡常数应注意：（1）平衡常数表达式中使用的必须是平衡态值。（2）若有气相参与，用其分压（p/pΘ）代替浓度（c/cΘ），其中的pΘ为100kPa，cΘ为1mol·L-1；若有纯固相、纯液相参与，其浓度看作1。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，水的浓度可以视为常数，也不写在平衡常数表达式中。但在非水溶液中的反应，反应若有水参加，则水的浓度不可以视为常数，必须写在平衡常数表达式中。如：对于复相反应1.Zn(S)+2H+(aq)=H2(g)+Zn2+(aq){p(H2)/pΘ}·{c(Zn)/cΘ}{c(H2)/cΘ}2KΘ=2-4-2标准平衡常数（3）平衡常数表达式与化学反应方程式呈一一对应关系。同一化学反应方程式的配平法不同，平衡常数的表达式就不同。如：{p(NH3)/pΘ}{p(N2)/pΘ}0.5·{p(H2)/pΘ}1.5K2Θ=0.5N2(g)+1.5H2(g)NH3(g),2-4-2标准平衡常数N2(g)+3H2(g)2NH3(g),{p(NH3)/pΘ}2{p(N2)/pΘ}·{p(H2)/pΘ}3K1Θ=显然,K1Θ=(K2Θ)2（4）平衡常数仅由温度决定。平衡常数的意义:（1）平衡常数数值的大小是反应完全程度的标志，平衡常数值越大，反应进行得越完全。（2）判断反应方向。{c(Y)/cΘ}y·{c(Z)/cΘ}z{c(A)/cΘ}a·{c(B)/cΘ}b反应商Q=2-4-2标准平衡常数式中各量为平衡或非平衡态下的值。QKΘ反应正向进行；Q=KΘ,平衡；QKΘ,反应逆向进行。例1.目前我国合成氨工业多采用中温（500℃）、中压（2.03×104kPa）操作。已知此条件下反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的KΘ=1.57×10-5.若反应进行至某一阶段时取样分析，其组分的体积比为NH314.4%；N221.4%，H264.2%，试判断此时的合成氨反应是否已完成？(2.92×103kPa/100kPa)2(4.34×103kPa/100kPa)(1.30×104kPa/100kPa)3==8.94×10-6解：先计算各组分的分压:p(NH3)=2.03×104kPa×14.4%=2.92×103kPa;p(N2)=2.03×104kPa×21.4%=4.34×103kPap(H2)=2.03×104kPa×64.2%=1.30×104kPap{NH3)/pΘ}2{p(N2)/pΘ}·{p(H2)/pΘ}3Q=因为：QKΘ,所以反应还没完成。2-4-2标准平衡常数若反应前后体积不变,反应物的量也可用浓度表示:2-4-3平衡常数与平衡转化率α=×100%反应物已转化的量反应物未转化前的总量α=×100%反应物起始浓度－反应物平衡浓度反应物起始浓度例2.硝酸银和硝酸亚铁两种溶液发生下列反应:在25度时,将硝酸银和硝酸亚铁溶液混合,开始时溶液中银离子和亚铁离子浓度都为0.100mol·L-1,达到平衡时银离子的转化率为19.4%。求：1）平衡时Fe2+、Ag+、Fe3+的浓度；2）该温度下的平衡常数。Fe2++Ag+Fe3++Ag解：1).Fe2++Ag+Fe3++Ag起始浓度c0/mol·L-10.1000.1000变化浓度c0/mol·L-1-0.1×19.4%-0.1×19.4%0.1×19.4%=-0.0194=-0.0194=0.0194平衡浓度c0/mol·L-10.100-0.01940.100-0.01940.0194=0.0806=0.0806c(Fe3+)/cΘKΘ===2.99{c(Fe2+)/cΘ}·{c(Ag+)/cΘ}0.0194(0.0806)22).2-4-3平衡常数与平衡转化率{n(CO2)RT/V}{n(H2)RT/V}{n(CO2)RT/V}{n(H2)RT/V}KΘ=={p(CO2)/pΘ}·{p(H2)/pΘ}{p(CO)/pΘ}·{p(H2O)/pΘ}CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g).起始物质的量n0/mol0.0400.04000平衡时物质的量n0/mol0.040-0.040α0.040-0.040α0.040α0.040αp(CO)=n(CO)RT/V；p(H2O)=n(H2O)RT/V；p(CO2)=n(CO2)