4.3化學平衡和反應速率

4.3.1化學反應速率

在化學熱力學的研究中，我們引入了焓、熵、吉布斯函數這三個概念，了解了化學反應的能量釋放，掌握判定一個化學的方向的方法。接下來的這一節課我們要講的是化學動力學和化學平衡的問題。熱力學判定了反應的方向，動力學表示反應進行的快慢。

4.3.1.1化學反應速率的定義

化學反應速率差别很大。反應速率不是反應速度，速度是矢量，速率不是矢量，化學反應速率雖然也有正負，但不遵守平行四邊形規則，所以不是矢量。

我們先看三個化學反應的反應速率：

1）酸堿中和反應NaOH HCl=NaCl H2O：反應時間小于0.1s

2）橡膠老化反應: 室溫下需要2年以上

3）煤/石油的形成:完成需要天文單位的時間（上百萬年）

不同的反應速率相差很大，那麼這也是為什麼要研究速率的原因

例：N2 3H2=2NH3 ΔrGmϴ=-16.4kJ·mol-1,

合成氨的反應，其标準摩爾吉布斯函數變為負值，理論上反應可以在25℃自發反應，但在工業生産中，通常采用500℃和20~50MPa下生産，原因就是室溫下反應速率太慢（要是常溫下放置10萬年以上，氫氣和氨氣也能大部分轉化成氨氣）。熱力學研究的是可能性，動力學研究的是現實性。

化學反應速率：在一定條件下，反應物或者生産物在單位時間内的濃度變化

影響因素：反應物/生産物的種類、反應物/生産物的系數、反應時間

化學反應速率的定義

IUPAC是國際上化學上最高的技術機構，一般學術上的争端和争論都是它有“最高解釋權”。

速率方程式與反應級數

研究化學反應的速率，就必須要講到反應級數

化學反應級數

0級反應,(n=0)速率恒定 (與反應物濃度無關)

1級反應,(n=1)速率與反應物濃度呈正比

2級反應,(n=2)速率與反應物濃度的2次方成正比

以此類推……

PS:由于許多反應過程的中間步驟我們并不了解，所以許多反應的級數無法确認，這個公式僅在一定範圍内有指導意義

4.3.1.2活化分子與活化能

關于化學反應速率的理論研究，現在最有說服力的是活化理論

化學反應本質上是原子的重排，是原子的外層電子的被打亂和重組，隻有相互碰撞的分子才能相互發生碰撞，并且相互碰撞的分子要有打開反應物化學鍵的能量才能發生反應，這種具有高能量的分子叫做活化分子，非活化的分子轉化為活化分子所吸收的能量叫做活化能。

從熱力學上講，鋁熱反應是一個反應趨勢很大的放熱反應

鋁熱反應是一個放熱反應，但常溫下把單質鋁與氧化鐵放在一起并不能發生反應。這是因為在開始時，鋁分子和氧化鐵分子都不是活化分子，反應需要先加熱，讓鋁分子和氧化鐵分子變為活化分子，然後發生反應，而反應是放熱過程，放出來的熱使其他的鋁分子和氧化鐵分子活化，反應得以持續進行，而加熱過程隻需要在反應開始進行就可以停止了。

活化能

化學反應的本質是原子的重新排列，要打亂原有的原子排列順序，克服新原子重新排序的相互之間的斥力，需要施加一定的能量。這就是活化能的宏觀體現。

活化能的定義

上圖中的正反應活化能就是E1，逆反應的活化能是E2，正反應的焓變就是E1-E2的數值。我們可以看出，如果E1數值很小，意味着活化能很小，活化分子就很多，反應就容易進行，意味着反應速率就會很大。反之亦然。

思考題：活化能可以是0和負數嗎？（答案見評論區）

下一節講化學反應速率的影響因素

更多精彩资讯请关注tft每日頭條，我们将持续为您更新最新资讯!