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1、第7章化学动力学基础第1页，本讲稿共76页7-1化学反应速率化学反应,有的进行得很快,例如爆炸反应、强酸和强碱的中和反应等，几乎在顷刻之间完成，有的则进行得很慢，例如岩石的风化、钟乳石的生长、镭的衰变等，历时千百万年才有显著的变化。有的反应，用热力学预见是可以发生的，但却因为反应速度太慢而事实上并不发生，如金刚石在常温常压下转化为石墨，在常温下氢气和氧气反应生成水等，这是由于，化学热力学只讨论反应的可能性、趋势与程度，却不讨论反应的速度。第2页，本讲稿共76页H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)rGm,298.15K=-237.2kJ.mol-1NO(g)=1/2N2(g)+1/2O2(
2、g)rGm,298.15K=-86.6kJ.mol-1NaOH(l)+HCl(l)=NaCl(l)+H2O(l)rGm,298.15K=-79.9kJ.mol-1第3页，本讲稿共76页反应进行的快慢、反应进行的快慢、条件、机理条件、机理化学反应的现实性化学反应的现实性反应能否发生反应能否发生及反应的限度及反应的限度化学反应的可能性化学反应的可能性化学反应中能量的变化化学反应中能量的变化化学反应速率化学反应速率化学动力学化学动力学化学热力学化学热力学第4页，本讲稿共76页一、平均速率与瞬时速率化学反应的平均速率是反应进程中某时间间隔（t）内参与反应的物质的量的变化量，可以用单位时间内反应物的减少
3、的量或者生成物增加的量来表示，可用一般式表示为：rnB/t式中的nB是时间间隔t（t终态-t始态）内的参与反应的物质B的物质的量的变化量（nBn终-n始）。第5页，本讲稿共76页对于在体积一定的密闭容器内进行的化学反应，可以用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加来表示，一般式为：rcB/t 式中cB参与反应的物质B在t时间内发生的浓度变化。取绝对值的原因是反应速率不管大小，总是正值。第6页，本讲稿共76页当反应的时间间隔无限缩短时（当反应的时间间隔无限缩短时（t t 0 0）的反应速率：）的反应速率：瞬时速率的求得瞬时速率的求得 实验作图法：实验作图法：由由实实验验测测得得反反应应物
4、物或或生生成成物物的的浓浓度度随随时时间间变变化化的的相相应应数数据据，再再以以浓浓度度对对时时间间作作图图，可可得得ct曲曲线线。过过曲曲线线上上某某点点作作切切线线，则则该该切切线线斜斜率率的的负值，就等于反应在此对应时刻的瞬时速率。负值，就等于反应在此对应时刻的瞬时速率。瞬时速率瞬时速率只有在某一瞬间的反应速度才代表化学反应在某一时刻的真正速度。第7页，本讲稿共76页测定的析出量，可计算浓度变化则反应速率：第8页，本讲稿共76页作出H2O2的c t 的曲线，得到040min的平均速率：第9页，本讲稿共76页 以以H2O2浓浓度度为为纵纵坐坐标标，时时间间为为横横坐坐标标，绘绘制制浓浓度度
5、随随时时间间变变化化而而变化的曲线，过曲线上任意一点做切线，其斜率为：变化的曲线，过曲线上任意一点做切线，其斜率为：曲线上任意一点的斜率的负值，就等曲线上任意一点的斜率的负值，就等于该点所对应时刻的反应瞬时速率。于该点所对应时刻的反应瞬时速率。如图中a点的瞬时速率为：第10页，本讲稿共76页注意注意:反应速率不管大小，总取正值。速率数值常随所观察的物种而不同,为了克服不便，IUPAC建议对于反应：则瞬时速率为：平均速率为：反应速率是有单位的物理量第11页，本讲稿共76页瞬间反应速率可表示为：对一般反应 aA+bB dD+eE对于气相反应也可用气体的分压代替浓度。例如分压N2O5(g)N2O4(
6、g)+1/2O2(g)第12页，本讲稿共76页影响反影响反应速率的因素速率的因素 不同反应的反应速率不同（取决于反应物本身的性质）同一反应1.浓度；2.气体反应：压力；3.温度；4.使用催化剂。第13页，本讲稿共76页7-2 浓度度对反反应速率的影响速率的影响 一、速率方程（一、速率方程（动力学方程式）力学方程式）40，CCl4中N2O5分解反应的：c(N2O5)第14页，本讲稿共76页 N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，即反应速率与c(N2O5)成正比。上式称为该反应的速率方程式，k称 为“反应速率常数”，又称“比速常数”，意义是速率方程式中各种物质浓度均为1 mol.dm-3
7、时的反应速率；其量纲由速率方程确定；k大小取决于反应物的本质，而与浓度无关，当其他条件相同时，k，则v；通常，T，则k。速率方程式表示反反应速率速率与浓度度的关系。第15页，本讲稿共76页第16页，本讲稿共76页例:340K时N2O5=0.160mol/L,v=0.056molL-1min-1计算该反应的速度常数及N2O5浓度为0.100mol/L时的v=?解:由v=kN2O5k=v/N2O5=0.056/0.160=0.35(min-1)v=kN2O5=0.350.100=0.035(molL-1min-1)答:v=0.035molL-1min-1第17页，本讲稿共76页不同的化学反应有不同
8、的速率方程和速率常数。只有通过实验才能得到,现在还没有一种理论来推导反应速度和速度常数。对于反应aA+bB=dD+eE 其速度方程一般情况下可表示为:v=kAmBn m、n分别表示A和B的浓度的指数,分别称为反应物A和B的反应级数。m+n该反应的总反应级数。第18页，本讲稿共76页如：2H2O2=2H2O+O2v=kH2O2m=1为一级反应S2O82-+2I-=2SO42-+I2v=kS2O82-I-m=1,n=1,S2O82-、I-分别为一级反应m+n=2 即整个反应为二级反应。4HBr+O2=2H2O+2Br2v=kHBrO2m=1,n=1,m+n=2第19页，本讲稿共76页2NO+2H2
9、=N2+2H2O v=kNO2H2 NO为二级反应,H2为一级反应,总反应为三级反应。CH3CHO=CH4+COv=kCH3CHO3/2 即为3/2级反应 反应级数不一定是整数,可以是分数,也可以为零。级数为零的反应叫零级反应。即浓度变化，速度不变。第20页，本讲稿共76页例：有一化学反应aA+bB=C在298K时，将AB溶液按不同浓度混合。得到下列数据。A的初始浓度的初始浓度 B的初始浓度的初始浓度 初始速度（初始速度（mol/ls）1.0 1.01.210-2 2.0 1.02.310-2 4.0 1.04.910-2 1.0 1.01.210-2 1.0 2.04.810-2 1.0 4
10、.01.910-1求其速率方程求其速率方程?第21页，本讲稿共76页解：由v=kAmBnv1=k1m1n=k=1.210-2v2=k2m1n=k2m=2.310-2即即:m=1v4=k1m1n=1.210-2v5=k1m2n=4.810-2k2n=4.810-22n=4.810-2/k=4=22n=2第22页，本讲稿共76页例：制备光气反应按下式进行CO+Cl2=COCl2实验测得下列数据：实验顺序初浓度（mol/L）初速率(molL-1s-1)COCl210.100.101.210-220.100.0504.2610-330.0500.106.010-340.0500.050 2.1310-
11、3求该反应的反应级数m+n和速度常数k?第23页，本讲稿共76页解：由速度方程v=kCOmCl2n得：v1=kCOmCl21n v2=kCOmCl22n第24页，本讲稿共76页v=kCOCl23/2m+n=2.5即对CO为一级对Cl2为1.5级对总反应为2.5级 v1=0.10.13/2kk=3.8(L/mol)3/2s-1第25页，本讲稿共76页一级反应的积分速率方程若以若以c c表示反应物表示反应物t t时刻的浓度，时刻的浓度，则其反应速率方程式为：则其反应速率方程式为：若若C0表示表示t=0 时的反应物的起始浓度，则：时的反应物的起始浓度，则：第26页，本讲稿共76页半衰期半衰期（hal
12、f-life period）指反应物浓度消耗一半时所需要的时间指反应物浓度消耗一半时所需要的时间用用t t1/21/2表示表示一级反应的半衰期一级反应的半衰期t t1/21/2 的计算：的计算：第27页，本讲稿共76页一级反应的特征（1）lgc与与 t 呈线性关系，见右图。呈线性关系，见右图。（2 2）一级反应速率常数的单位是）一级反应速率常数的单位是 时间时间-1-1。（3 3）半衰期是一个反应物的起始浓度无关的常数：）半衰期是一个反应物的起始浓度无关的常数：第28页，本讲稿共76页一级反应例题【例例6-2】实实验验测测得得H2O2分分解解为为H2O和和O2的的反反应应是是一一级级反反应应，
13、298K下下该该反反应应的的速速率率常常数数k为为0.0410 min-1。试试求求：如如果果H2O2的的起起始始浓浓度度为为0.500 molL-1，经经过过10 min后后H2O2的的浓浓度度是是多多少少？H2O2的的浓浓度度由由0.500 molL-1降降至至0.100 molL-1时时需需要要多少分钟？多少分钟？若若H2O2分解一半，需用多少分钟？分解一半，需用多少分钟？第29页，本讲稿共76页解：解：c=0.332 (molL-1)=39.3 (min)第30页，本讲稿共76页（1）反应速率随温度的升高而逐渐加快，）反应速率随温度的升高而逐渐加快，它们之间呈指数关系，这类反应最为它们
14、之间呈指数关系，这类反应最为常见。常见。（2 2）开始时温度影响不大，到达一定极）开始时温度影响不大，到达一定极限时，反应以爆炸的形式极快的进行。限时，反应以爆炸的形式极快的进行。（3 3）在温度不太高时，速率随温度的升）在温度不太高时，速率随温度的升高而加快，到达一定的温度，速率反高而加快，到达一定的温度，速率反而下降。如多相催化反应和酶催化反而下降。如多相催化反应和酶催化反应。应。（4 4）速率在随温度升到某一高度时下降，）速率在随温度升到某一高度时下降，再升高温度，速率又迅速增加，可能再升高温度，速率又迅速增加，可能发生了副反应。如碳的氧化反应。发生了副反应。如碳的氧化反应。（5 5）温
15、度升高，速率反而下降。这种）温度升高，速率反而下降。这种类型很少，如一氧化氮氧化成二氧类型很少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。化氮。图 反应速率与温度关系的各种类型 7-3温度对化学反应速率的影响及阿伦尼乌斯公式第31页，本讲稿共76页 Vant Hoff规则 历史上最早定量提出温度对反应速度的关系是历史上最早定量提出温度对反应速度的关系是Vant Hoff，1884年，年，他根据实验总结出一条近似规则，温度每升高他根据实验总结出一条近似规则，温度每升高10K，反，反应速度大约增加应速度大约增加2-4倍。倍。根据此规则可大致估计温度对反应速度的影响。根据此规则可大致估计温度对反应速度的影响。Van
16、Vant Hoff t Hoff 规则一般写作规则一般写作 r称为温度系数，温度升高称为温度系数，温度升高10，速率增加的倍数，速率增加的倍数，n是净增温度是净增温度10的倍数。的倍数。第32页，本讲稿共76页一般情况下，温度升高，化学反应速率增大，不论是放热反应还是吸热反应，都一样。1889年Arrhenius在总结大量实验事实的基础上指出：取对数:所以可看出Ea、R、A为常数。所以lgk或lnk与1/T 成线性关系。式中A 指前因子，Ea实验活化能第33页，本讲稿共76页二、阿仑尼乌斯方程式第34页，本讲稿共76页阿仑尼乌斯方程式的另一种形式：阿仑尼乌斯方程式的另一种形式：对对于于一一个个
17、给给定定的的反反应应，温温度度变变化化不不大大时时Ea和和A可可视视为为常常数数。若若反反应应在在T1时时速率常数为速率常数为k1，在温度，在温度T2时速率常数为时速率常数为k2，则据阿仑尼乌斯方程式有：，则据阿仑尼乌斯方程式有：两式相减，得两式相减，得：第35页，本讲稿共76页对对Arrhenius方程的进一步分析方程的进一步分析 1.在 ，Ea处于方程的指数项中，对k有显著影响，在室温下，Ea每增加4kJmol-1，k值降低约80%.2.温度升高，k增大，一般反应温度每升高10，k将增大210倍.第36页，本讲稿共76页4.对不同反应，升高相同温度，Ea大的反应 k 增大的倍数多，因此升高
18、温度对反应慢的反应有明显的加速作用。3.根据 对同一反应，升高一定温度，在高温区值增加较少，因此对于原本反应温度不高的反应,可采用升温的方法提高反应速率；第37页，本讲稿共76页阿仑尼乌斯方程式推论：推论：2 2当当温温度度一一定定时时，若若几几个个反反应应A值值相相近近，Ea越越大大的的反反应应k值值越越小小，即即活活化能越大的反应进行得越慢。化能越大的反应进行得越慢。3 3对对活活化化能能不不同同的的反反应应，温温度度变变化化对对反反应应速速率率的的影影响响程程度度不不同同。活活化能越大的反应，受温度变化的影响越大。化能越大的反应，受温度变化的影响越大。4 4同一反应，低温时温度因子较大，
19、高温时温度因子较小。同一反应，低温时温度因子较大，高温时温度因子较小。1 1对对某某一一给给定定反反应应，Ea和和A可可视视为为常常数数，温温度度升升高高时时 随随之之增增大大，表表明明温温度度升升高高时时k k值值增增大大，反应速率加快。反应速率加快。第38页，本讲稿共76页第39页，本讲稿共76页对作图得直线由斜率可求出Ea直线斜率与例：把T1,k1和T2,k2分别代入方程第40页，本讲稿共76页由Ea计算反应速率常数例：2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g)已知：T1=298.15K,k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K,k2=6.2910-4s-1求：Ea及338
20、.15K时的k3第41页，本讲稿共76页第42页，本讲稿共76页斜率斜率=截距截距=lnA例：例：通过测定通过测定NO2CO体系在不同温度下的体系在不同温度下的k可做可做lnk1/T图图得到斜率是得到斜率是-1.610104Ea=-8.314（-1.61104）=1.34105（Jmol-1）Ea=1.34kJ/mol第43页，本讲稿共76页若已知Ea便可求得不同温度下的速度常数。设某反应在T1时测得速度常数为k1设某反应在T2时测得速度常数为k2则则:上式中，上式中，Ea的单位为的单位为Jmol-1第44页，本讲稿共76页7-4反应历程大量的实验事实表明，绝大多数化学反应并不是简单地一步就能
21、完成的，而往往是分步进行的。化学反应经历的途径叫做反应机理（或反应历程）。一、基元反应和非基元反应一步完成的化学反应称基元反应，由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应；由两个或三个基元反应构成的化学反应称为非基元反应或复杂反应。第45页，本讲稿共76页如：H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2是由下列一系列基元反应构成H+H2O2H3O2+（快反应）快反应）H3O2+H+H2O2（第一个基元反应的逆过程，第一个基元反应的逆过程，快反应）快反应）H3O2+Br-H2O+HOBr (慢反应慢反应)HOBr+H+Br-H2O+Br2 (快反应）快反应）由由4个基元反应组成个基元反应组成第46页
22、，本讲稿共76页如：H2+I22HII22I（快反应）2II2（快反应）2I+H22HI(慢反应)其反应速度主要决定于速度最慢的基元反应（称决定步骤）。第47页，本讲稿共76页二、反应分子数（只对基元反应而言）基元反应可分为三类：单分子反应：主要包括分解反应和异构化反应。如：H3O2+H+H2O22II2双分子反应：绝大多数基元反应属于双分子反应。如：H+H2O2H3O2+H3O2+Br-H2O+HOBr2II2三分子反应：属于三分子反应的基元反应为数不多，因为三个质点同时相碰的几率很小。HOBr+H+Br-H2O+Br22I+H22HI第48页，本讲稿共76页反应分子数（moleculari
23、ty of reaction）是指发生基元反应时所需质点（原子、分子或离子）的数目是指发生基元反应时所需质点（原子、分子或离子）的数目 基基元元反反应应按按反反应应分分子子数数的的不不同同，一一般般可可以以分分为为单单分分子子反反应应、双双分分子子反反应应和和三三分分子子反反应应。三三分分子子反反应应已已很很少少见见，多多于于三三分分子子的的基基元元反应目前尚未发现。反应目前尚未发现。基元反应单分子反应双分子反应三分子反应反应分子数第49页，本讲稿共76页反应级数与反应分子数的区别：反应级数与反应分子数的区别：1.1.反应分子数由反应机理决定，仅由反应速率方程式不能确定反应反应分子数由反应机理
24、决定，仅由反应速率方程式不能确定反应分子数；而反应级数与反应速率方程式有关，不论基元反应还是非分子数；而反应级数与反应速率方程式有关，不论基元反应还是非基元反应，一般都可以根据反应的速率方程式求得反应级数。基元反应，一般都可以根据反应的速率方程式求得反应级数。2.2.反应分子数只能取反应分子数只能取正整数正整数；反应级数可以是反应级数可以是正数、负数正数、负数、整数、整数、分数或零分数或零，有的反应无法用简单的数字来表示级数。有的反应无法用简单的数字来表示级数。第50页，本讲稿共76页三、基元反应的速度方程恒温下，基元反应的反应速度与各反应物浓度系数次方的乘积成正比。也称为质量作用定律对：aA
25、+bBdD+eE则：v=kAaBb如：对于反应H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的速度方程不能写成v=kH2O2H+2Br-2，因其不是一个五元反应。第51页，本讲稿共76页H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2是下列基元反应构成H+H2O2H3O2+H3O2+H+H2O2H3O2+Br-H2O+HOBr(慢反应)HOBr+H+Br-H2O+Br2因速度决定步骤为慢反应，即v=kH3O2+Br-但初态时并没有H3O2+只有H2O2、Br-、H+，我们需要变换一下H3O2+因H+H2O2H3O2+为快反应，在溶液中立刻就达到了平衡H3O2+=KH+H2O2v=kKH+H2O2Br-=
26、kH+H2O2Br-即：即：为一个三级反应为一个三级反应第52页，本讲稿共76页对于：H2+I22HI的反应I22I2II22I+H22HI(慢反应)决定步骤的反应为2I+H22HIv=kI2H2为三级反应变换成化学反应的速度方程因I22I为快反应，即刻可达平衡所以K=I2/I2I2=KI2v=kKI2H2=kI2H2即：为一个二级反应。在化学中完全弄清楚它们的反应机理的为数还很少，测定反应机理的工作是相当复杂和精细的。第53页，本讲稿共76页7-5碰撞理论和过渡态理论一、碰撞理论和过渡态理论一、碰撞理论和过渡态理论随随着着反反应应进进行行的的时时间间的的延延长长，反反应应速速率率减减慢慢。为
27、为了了说说明明反反应应的的快快慢慢及及其其影影响响因因素素，目目前前提提出出了了两两种种理理论论：碰碰撞撞理理论论和和过过渡渡态态理论。理论。1、碰撞理论的基本要点：、碰撞理论的基本要点：反反应应是是通通过过反反应应物物分分子子彼彼此此碰碰撞撞而而发发生生的的，其其中中能能发发生生反反应的碰撞称为有效碰撞。应的碰撞称为有效碰撞。发发生生有有效效碰碰撞撞的的分分子子称称为为活活化化分分子子。活活化化分分子子的的百百分分数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。数越大，有效碰撞数越多，反应速率也越大。活活化化分分子子较较一一般般分分子子的的能能量量高高，活活化化分分子子所所具具有有的的平平均均能能量
28、量(E*)与与整整个个反反应应物物分分子子的的平平均均能能量量(E)之之差差，称称为为实实验验活活化化能能或或Arrhenius活化能活化能，简称活化能，简称活化能(Ea)。Ea=E*-E第54页，本讲稿共76页有效碰撞的条件：a.只有极少数具有特别大的动能的分子碰撞b.以一定空间取向的碰撞.第55页，本讲稿共76页HI+=H2+I2HIHI+=HI+HIIH第56页，本讲稿共76页活化分子:具有较大的动能能发生有效碰撞的分子.活化能:活化分子的最底能量（E*)与反应物分子的平均能量之差Ea=E*-Em(kJmol-1)一般化学反应的活化能约为40400kJ.mol-1第57页，本讲稿共76页
29、第58页，本讲稿共76页活化能的物理含义在于：由反应物到产物所要逾越的“能量障碍”活活化化能能越越大大，活活化化分分子子数数就就越越小小，反反应应物物分分子子的的有有效效碰碰撞撞就就越越少少，反反应应速速率率就就越越少少。不不同同的的化化学学反反应应有有不不同同的的活化能，活化能由实验测定。活化能，活化能由实验测定。一般化学反应的活化能在一般化学反应的活化能在60kJmol-1240 kJmol-1。活化能小于活化能小于40kJmol-1的反应化学反应速度很大。活化能大的反应化学反应速度很大。活化能大于于400kJmol-1的反应化学反应速度很慢。活化能大小是物质的反应化学反应速度很慢。活化能
30、大小是物质结构的反映。结构的反映。第59页，本讲稿共76页如：下列合成氨反应的活化能为N2（g）+3H2（g）2NH3（g）Ea=330kJ/mol该反应的G=-33.28kJ/molH=-92.38kJ/mol这表明298.15K标准状态时合成氨仍可以自发进行（G0）且若进行,可放出热量92.28kJ/mol。但是它的活化能高达330kJ/mol致使氮和氢的活化分子百分数很小，有效碰撞也极少，反应速率极小。由此可见，要实现某些能自发进行的反应，活化能是个值得考虑的重要因素。活化能具有广度性质，因此方程式的不同写法活化能亦不同。第60页，本讲稿共76页碰撞理论对反应速率的解释:温度:升高温度,
31、活化分子百分数增加,反应速度加快。浓度:增加反应物浓度,活化分子总数增加,反应速度加快。催化剂:降低Ea,增加活化分子百分数,反应速度加快。第61页，本讲稿共76页二、过渡态理论由反应物到产物的反应过程，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。如:A+BCABC=AB+C反应物活化配合物 产物第62页，本讲稿共76页当C沿着AB键轴方向接近时，AB中的化学键逐渐松驰和削弱，原子C和原子A之间形成一种新键，这时形成了CAB的构型，这种过渡状态的构型称为活化配合物。这种活化配合物位能很高，所以很不稳定，它可能重新变回原来的反应物（C，AB），也可能分解成产物（AC，B）。化
32、化学学反反应应速速度度取取决决于于活活化化配配合合物物的的浓浓度度、活活化化配配合物分解的百分率、活化配合物分解的速度。合物分解的百分率、活化配合物分解的速度。第63页，本讲稿共76页第64页，本讲稿共76页第65页，本讲稿共76页碰撞理论优点：直观速率常数与Z、p、有关，即与分子的大小、分子量、活化能、温度、碰撞方位等因素有关，从而从理论上论证了阿仑尼乌斯的公式，阐明了速率常数的物理意义。第66页，本讲稿共76页缺点：限于处理气体双分子反应，且把分子当作刚性球，忽略了的分子结构。第67页，本讲稿共76页过渡态理论优点：可以理论计算一些简单反应的活化能、且与可以理论计算一些简单反应的活化能、且
33、与Arrhenius的实验活化能值相符。的实验活化能值相符。指出了反应速率与微观结构的联系，是一个正确方向。v不但与Ea有关，而且与形成活化配合物过程有关，从而建立了动力学与热力学的桥梁。第68页，本讲稿共76页缺点：确定活化配合物的结构十分困难。目前只解决了几个简单反应，应用范围还较小。第69页，本讲稿共76页一、催化剂与催化作用一、催化剂与催化作用（一）基本概念（一）基本概念催化剂（催化剂（catalyst）：能够改变化学反应速率，而其本身的质：能够改变化学反应速率，而其本身的质量和化学组成在反应前后保持不变的物质。量和化学组成在反应前后保持不变的物质。催化作用（催化作用（catalysi
34、s）：）：催化剂改变化学反应速率的作用。催化剂改变化学反应速率的作用。催化反应（催化反应（catalytic reaction）：）：催化剂作用下进行的反应。催化剂作用下进行的反应。正催化剂：正催化剂：能加快化学反应速率的催化剂。能加快化学反应速率的催化剂。负催化剂：负催化剂：能减缓化学反应速率的催化剂。能减缓化学反应速率的催化剂。通常所说的催化剂，如果没有特别加以说明，都是指正催化剂通常所说的催化剂，如果没有特别加以说明，都是指正催化剂 7-6催化剂对反应速率的影响第70页，本讲稿共76页（二）催化剂加快化学反应速度的原因 对于反应对于反应 A B ，原来是经途径，原来是经途径 完成（活化络
35、合物为完成（活化络合物为A），正反应的），正反应的活化能为活化能为E1 。加入催化剂后，反应物。加入催化剂后，反应物A经过活化络合物经过活化络合物A 后转化为生成物后转化为生成物B ，所经历的途径，所经历的途径其活化能其活化能E低于途径低于途径的活化能的活化能E1 。由于反应活化能降低，。由于反应活化能降低，活化分子分数相应增大，故反应速率活化分子分数相应增大，故反应速率加快。加快。加入催化剂后，改变了反应途径，从而降低了反应活化能。加入催化剂后，改变了反应途径，从而降低了反应活化能。第71页，本讲稿共76页如:A+BAB这个化学反应,无催化剂存在时是按照途径I进行的,它的活化能为Ea,当有催
36、化剂K存在时,其反应机理发生了变化,反应按照途径II分两步进行。A+KAK 活化能为活化能为E1AK+BAB+K 活化能为活化能为E2由于由于E1、E2均小于均小于Ea，所以反应速度加快了。所以反应速度加快了。由于加入催化剂有些反应可加快的步骤是惊人的。由于加入催化剂有些反应可加快的步骤是惊人的。如如:HI分解反应，若反应在分解反应，若反应在503K进行，无催化剂时，进行，无催化剂时，活化能是活化能是184kJmol-1,以以Au粉为催化剂时，活化能降粉为催化剂时，活化能降低至低至104.6kJmol-1由于活化能降低约由于活化能降低约80kJmol-1致使反致使反应速度增大约应速度增大约1千
37、万倍。千万倍。第72页，本讲稿共76页第73页，本讲稿共76页（三）催化剂的基本特点：1 1催化剂在化学反应前后的质量和化学组成不变。但由于催化剂往往催化剂在化学反应前后的质量和化学组成不变。但由于催化剂往往要参与反应，其物理性质可能变化。要参与反应，其物理性质可能变化。2 2催化剂只能改变化学反应的速率，不能改变体系的始态和终态，不能改催化剂只能改变化学反应的速率，不能改变体系的始态和终态，不能改变反应的变反应的 r rG Gm m或或 r rG Gm mo，所以不能改变自发反应的方向，即不能使不自发的，所以不能改变自发反应的方向，即不能使不自发的反应变成自发进行反应变成自发进行。3 3催催
38、化化剂剂能能同同等等程程度度地地改改变变可可逆逆反反应应的的正正、逆逆反反应应速速率率，因因此此催催化化剂剂能能够够缩缩短短体体系系到到达达平平衡衡的的时时间间。但但是是催催化化剂剂不不会会引引起起化化学学平平衡常数的变化，不会使平衡移动。衡常数的变化，不会使平衡移动。4 4催化剂具有选择性。一种催化剂通常只对一种或少数几种反应起催催化剂具有选择性。一种催化剂通常只对一种或少数几种反应起催化作用。同样的反应物用不同的催化剂可得到不同的产物。化作用。同样的反应物用不同的催化剂可得到不同的产物。第74页，本讲稿共76页二、催化作用理论二、催化作用理论催化反应根据催化剂与反应物是否同处一相，可分为均
39、相催化反应和多相催化反应。催化剂与反应物同处一相中的反应。（一）均相催化：在均相催化反应在均相催化反应 A+B AB A+B AB 中，加入催化剂中，加入催化剂C CA+CA+CACACAC+BAC+BAB+CAB+C中间产物学说第75页，本讲稿共76页（二）多相催化催化剂与反应物处于不同相的反应为多相催化反应。固体催化剂表面不平造成边面价键力的不饱和性，固体催化剂表面不平造成边面价键力的不饱和性，这些不这些不饱和饱和部位称为活化中心。反应物在活化中心被吸部位称为活化中心。反应物在活化中心被吸附、变形、活化，使旧键松弛而失去正常稳定状态，转附、变形、活化，使旧键松弛而失去正常稳定状态，转变为新物质。变为新物质。第76页，本讲稿共76页