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化學反應速率
人教版化學選修一 第二章 第一節
一、回顧：化學反應速率基本概念
1. 概念：用來衡量化學反應過程進行的快慢的物理量
2. 表示方法：
通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示
3. 數學表達式
4. 常用單位
mol·L-1?min-1、 mol·L-1?s-1或mol/(L?min)、 mol/(L?s)
=
V?Δt
Δn
￣￣
V=
Δt
Δc
￣￣
=
t2–t1
c2–c1
￣￣￣
一段時間內的平均速率
正值
固體或純液體的濃度視為常數(Δc = 0)，不用固體或純液體表示化學反應速率
一、回顧：化學反應速率基本概念
4. 化學反應速率的計算
模型認知：“三段式”計算模板
A的轉化率：α（A）= ?????????????×????????????%
?
起始濃度（mol/L） a b 0 0
轉化濃度（mol/L） mx nx px qx
t時刻濃度（mol/L） a-mx b-nx px qx
mA(g)＋nB(g)?? pC(g) ＋ qD(g)
任意反應
一、回顧：化學反應速率基本概念
5. 比較化學反應速率的快慢
例：反應 A(g) + 3B(g) = 2C(g) + 2D (g) 在四種不同情況下的反應速率為：
①v(A)=0.15mol·L-1·s-1 ②v(B)=36 mol·L-1·min-1
③v(C)=0.4mol·L-1·s-1 ④v(D)=0.45mol·L-1·s-1
則該反應在不同條件下速率的快慢順序為:
④>③=②>①
②v(B)=0.6mol·L-1·s-1
③v(C)=0.4mol·L-1·s-1
④v(D)=0.45mol·L-1·s-1
v(A)=0.2mol·L-1·s-1
v(A)=0.2mol·L-1·s-1
v(A)=0.225mol·L-1·s-1
v(A)
1
①
=0.15mol·L-1·s-1
v(B)
3
②
=0.2mol·L-1·s-1
v(C)
2
③
=0.2mol·L-1·s-1
v(D)
2
④
=0.225mol·L-1·s-1
①v(A)=0.15mol·L-1·s-1
方法二：比值法
方法一：歸一法
注意：換算成同一物質、同一
單位表示，再比較數值的大小
二、化學反應速率的測定
思考：根據不同濃度的稀硫酸與鋅反應的實驗，你準備如何測定反應速率的快慢？
從實驗現象和實驗測量兩方面
① 觀察產生氣泡的快、慢；
② 觀察試管中剩余鋅粒的質量的多、少；
③ 用手觸摸試管，感受試管外壁溫度的高、低。
定性描述
① 測定收集一定體積的H2時所用的時間；
② 測定一段時間內溶液中H＋濃度的變化；
③ 測定一段時間內鋅粒質量的變化；
④ 測定一定時間內收集的H2的體積。
定量描述
二、化學反應速率的測定
定量測定反應速率的快慢
（1）藥品
2g鋅粒、1mol/L硫酸、40mL
2g鋅粒、4mol/L硫酸、40mL
（3）儀器
錐形瓶
分液漏斗
直角導氣管
注射器(50mL)
鐵架臺 (帶鐵夾)
秒表
（2）測定方法
①測定相同時間內收集的H2的體積。
②測定收集相同體積的H2所用的時間；
二、化學反應速率的測定
（3）視線與量氣管凹液面最低處相平
氣體體積的測定
（2）調節量氣管高度，使量氣管與水準管兩端液面相平
（1）恢復到室溫狀態
讀數時注意：
二、化學反應速率的測定
選擇可觀測、
易操作的變量
pH計
氣體
離子濃度
電導率
pH
顏色
渾濁度
顏色
體積
壓強
υ＝
Δc
Δt
實驗原理
找與該物理量化學變化對應的時間
找與化學反應物質的濃度相關的物理量
濁度儀
離子濃度檢測儀
用驟冷、沖稀、加阻聚劑、除去催化劑、調節pH等方法使反應立刻停止
折射率、旋光度……
一、基元反應與反應歷程
簡單碰撞理論：
1918年，路易斯提出了化學反應速率的簡單碰撞理論。該理論認為，反應物分子間的碰撞是化學反應的先決條件。反應物分子間有效碰撞的頻率越高，化學反應速率越大。
基元反應：
通過碰撞一步轉化為產物的反應。
NO2+CO=NO+CO2
一、基元反應與反應歷程
研究發現，大多數化學反應并不是經過簡單碰撞就能完成的，而往往經過多個反應步驟才能實現，例如：
這其中的每一步反應都稱為基元反應。
這兩個先后進行的基元反應反映了2HI=H2+I2的反應歷程。
反應歷程又稱反應機理?；磻l生的先決條件是反應物的分子必須發生碰撞。
第一步： 2HI → 2I? + H2
第二步： 2I? → I2
微粒I·存在未成對電子，它稱為自由基，自由基的反應活性很強，壽命極短。
資料卡片
基元反應：通過碰撞一步直接轉化為產物的反應。
反應歷程（反應機理）：基元反應構成的反應序列稱為反應歷程。
基元反應的總和稱為總反應。
化學反應是有歷程的，化學反應速率與反應歷程密切相關。
2HI = H2 + I2
一、基元反應與反應歷程
總：A+B→C
第一步反應：快反應
第二步反應：較快反應
第三步反應：慢反應
對于由多個基元反應組成的化學反應，其反應的快慢由最慢的一步基元反應決定。
資料卡片
化學反應發生的先決條件：反應物分子相互接觸和碰撞
無效碰撞：不能發生化學反應的碰撞
有效碰撞：能發生化學反應的碰撞
單位時間內有效碰撞次數越多，反應速率就越大。
決速步驟
二、碰撞理論
思考：有效碰撞應該滿足哪些條件呢？
沒足夠的能量
沒合適的取向
足夠的能量
合適的取向
① 反應物分子必須具有一定的能量
② 碰撞時有合適的取向
二、碰撞理論
HI
HI
能量（活化能）
普通分子
活化分子
先認識下普通分子與活化分子。
二、碰撞理論
普通分子間的碰撞，無法發生化學反應。
看看普通分子間的碰撞
二、碰撞理論
活化分子間的碰撞，
可能發生化學反應。
看看活化分子間的碰撞
I2
H2
二、碰撞理論
1. 活化分子
能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有較高能量。
辨析
能發生有效碰撞的分子一定是活化分子。
但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞，還與碰撞的角度有關。（碰撞時的取向合不合適）
有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。
其他條件不變時，同一反應的活化分子百分數是一定的。
活化分子百分數 =
×100%
活化分子數
反應物分子總數
二、碰撞理論
2. 活化能：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差
能量
反應過程
E1
E2
反應物分子的平均能量
生成物分子的平均能量
活化分子的平均能量
正反應的活化能
活化分子變成生成物分子放出的能量
反應熱
逆反應的活化能
能量不足的普通分子吸收能量后才能變成活化分子
二、碰撞理論
活化能作用：使反應物活化，從而啟動反應或改變反應速率
活化分子的多少與該反應的活化能的大小有關
推論1:
活化能越小，則一般分子成為活化分子越容易，則活化分子越多，單位時間內有效碰撞越多，反應速率越快。
推論2:
活化能越小，一般分子成為活化分子越容易，則反應條件越簡單。
活化能與化學反應難易的關系：
活化能高，反應難；活化能低，反應易。
AgNO3溶液與NaCl溶液混合
是否存在活化能接近于0的反應？
四、過渡態理論與飛秒化學
過渡態理論認為，當兩個具有足夠能量的反應物分子相互接近時，分子中的化學鍵要重排，能量重新分配。在反應過程中要經過一個中間的過渡態，先生成活化配合物，然后再分解為產物。
三、過渡態理論與飛秒化學
四、鞏固提升
下列說法錯誤的是（ ）
①具有較高能量的分子發生有適當取向的碰撞，才能發生化學反應。②發生有效碰撞的分子都是活化分子。
③活化分子間的碰撞都是有效碰撞。
④水溶液中的化學反應的活化能都接近于0。
⑤反應熱△H=正反應的活化能—逆反應的活化能。
⑥活化能指活化分子多出反應物分子平均能量的那部分能量。
⑦普通分子間的碰撞有時候也能發生化學反應。
A.①④ B.③④⑦ C.④⑤⑥ D.②⑤
B
四、鞏固提升
已知H2O2分解反應為：2H2O2=2H2O+O2 △H<0
在含少量I-的溶液中，H2O2的分解機理為：
① H2O2＋ I- = H2O ＋IO- △H>0 慢
② △H<0 快
H2O2 + IO- = H2O + O2 + I-
（1）此過程機理中 為催化劑， 為中間產物。
（2）I-的濃度能否影響反應速率？
（3）畫出此反應過程中的能量變化圖像
I-
IO-
可以
E1
E2
四、鞏固提升
（2020·全國）金屬插入CH4的C-H鍵形成高氧化態過渡金屬化合物的反應頻繁出現在光分解作用、金屬有機化學等領域，如圖是CH4與Zr形成過渡金屬化合物的過程。下列說法不正確的是
A．整個反應快慢，由 CH2— Zr···H2→狀態2反應決定
B．CH3—Zr···H→CH2 —Zr···H2 ΔH=+8.32 kJ ? mol-1
C．在中間產物中 CH3—Zr···H狀態最穩定
D．Zr +CH4→CH—Zr···H3活化能為201. 84 kJ ? mol-1
D

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