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高考化学二轮专题培优课件——专题三：化学平衡和化学反应速率 (含解析)
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这是一份高考化学二轮专题培优课件——专题三：化学平衡和化学反应速率 (含解析)，共60页。PPT课件主要包含了本章要求，化学平衡，标准平衡常数，活度a，标准平衡常数表达式，对于一般的化学反应，知识点回顾，得x12mol，why，标准平衡常数的计算等内容，欢迎下载使用。
化学平衡和化学反应速率
§3.6 温度对反应速率的影响
§3.7 反应速率理论简介
§3.3 化学反应速率及其表示法
§3.2 化学平衡的移动
§3.1 化学平衡
§3.5 反应物浓度与反应时间的关系
§3.4 浓度对反应速率的影响
§3.8 催化剂对反应速率的影响
1、了解不同反应类型的标准平衡常数表达式；2、掌握多重平衡规则及其它有关化学平衡的计算。3、了解化学反应速率的概念；4、掌握质量作用定律和基元反应的速率方程式；5、掌握阿累尼乌斯经验式，并能用活化能等概念初步解释各种外界因素对反应速率的影响。
3.1.3 多重平衡原则
3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
3.1.1 化学平衡的特征
1、可逆反应：既能向正方向进行又能向逆 方向进行的反应。
2、不可逆反应：反应只能向一个方向进行 的反应。
化学平衡三个特征：（1）化学平衡是 时的状态。（2）化学平衡是一种动态平衡。（3）化学平衡是有条件的 平衡。
在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态：
ΔrG = ΔrGө + RTlnQ
a ：活度是将物质所处的状态与标准态相比后所得的数值。
理想气体的活度：气体分压与标准压力的比值。即a = p/ pө ，其中标准压力pө =100kPa。
理想溶液的活度：溶液浓度(单位为ml·L-1)与标准浓度的比值。即a = c/ cө，其中标准浓度cө=1ml·L-1 。
固相和纯液相的活度：固相和纯液相的标准态是其本身的纯物质，故固相和纯液相的活度均为单位活度，即a = 1 。
复相反应--反应体系中存在两个以上的相
注意点：Q 与 的表达式在形式上是一致的，但Q表达式中物质的活度是指反应的某一个状态的活度，而 表达式中物质的活度是指反应达到平衡时的活度。 与反应的本性有关。 与反应的浓度、压力无关，受温度影响。 与反应式的书写有关。
Kө越大，反应越彻底，反应倾向性越大。
【例3-1】在25℃时，反应： 2H2O2(g) → 2H2O(g) + O2 (g)的△rHө＝－211.5 kJ·ml-1，△rSө＝116.9J·ml-1K-1，设 △rHө 和△rSө不随温度改变，试计算反应在100℃时的Kө。
【解】△rGө＝ △rHө－T ·△rSө ＝－211.5－373.15×116. 9×10-3 ＝－255.1 kJ·ml-1 lnKө ＝－△rGө/RT ＝255.1×103 /(8.315×373.15)＝82.2 Kө ＝ 5.00×1035
【例3-2】已知反应 CO(g)+H2O(g) ⇌CO2(g)+H2(g) 在1123K时Kө =1.0 ，现将2.0ml CO和3.0ml H2O(g)混合，并在该温度下达到平衡，试计算在这条件下CO的百分转化率。
【解】设平衡时CO反应了x ml，则 CO(g)+ H2O(g) ⇌CO2(g)+H2(g) 初时: 2.0 3.0 0 0 反应： x x x x 平衡: 2.0-x 3.0-x x x
多重平衡规则：如果某反应可以表示为两个或多个反应相加(或相减)，则该反应的Kө等于各分步反应平衡常数之积(或商)。
如果：反应(1)＝反应(2)＋反应(3) 则有：K1ө＝K2ө×K3ө 如果：反应(1)＝反应(2)－反应(3) 则有：K1ө＝K2ө／K3ө 利用多重平衡规则也可求出平衡常数。
3.1.3 多重平衡规则
【解】由于 反应(3)＝反应(1)＋反应(2) 则根据多重平衡规则有： Kө= K1ө·K2ө = 20×0.012 = 0.24
【例3-3】 已知973K时下述反应： (1)SO2(g) + 0.5O2(g) ⇌ SO3(g) K1ө= 20 (2)NO2(g) ⇌ NO(g) + 0.5 O2 K2ө= 0.012求反应 (3)SO2(g) + NO2(g) ⇌ SO3(g) + NO(g)的Kө。
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
3.2.2 化学平衡移动程度的计算
平衡：一定条件下的平衡。
平衡移动：条件改变，旧平衡打破，新平衡 建立，各物质的浓度改变。
平衡移动的方向：假如改变平衡体系的条件之 一，如温度，压力或浓度，平衡就向减 弱这个改变的方向移动。
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
增加H2的浓度或分压 平衡 减小NH3的浓度或分压 平衡 增加体系总压力 平衡 增加体系的温度 平衡
勒夏特里原理只能作出定性的判断，如果已知平衡常数就可以作进一步的定量计算。
范特夫等温方程：ΔrG = ΔrGө + RTlnQ
又：△rGө = -RT lnKө
1、浓度对化学平衡的影响
当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,
当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,
相关计算见P52例3-6。
3.2.2 化学平衡移动程度的计算
2、压力对化学平衡的影响
对于有气相参加的反应，压力的改变，对于气态物质浓度均有影响，对化学平衡的影响较为复杂。
增大总压力，当Σ≠0，其它条件不变时，平衡向气体分子数减少的方向移动； 减压，平衡向气体分子数增加的方向移动。 Σ = 0时，在等温下，增加或降低总压力，对平衡没有影响。
△rGө ＝ －RT lnKө = △rHө－T△rSө
3、温度对化学平衡的影响
在其它条件不变时，升温：平衡向吸热反应(△rHө>0)方向移动；降温：平衡向放热反应(△rHө<0)方向移动。
整理，得T 与Kө 关系的重要方程式：
设在温度T1和T2时的平衡常数为K1ө和K2ө ，并设△rHθ和△rSθ不随温度而变，则
【例3-4】试计算反应CO2(g)+4H2(g)⇌CH4(g)+2H2O(g) ，在800 K时的Kө。
【解】由附录二(P475)查表得：
△rH298ө=[-74.8+2×(-241.8)]-[-393.5-4×0] = - 164.9 (kJ·ml-1)
S298ө =[186.2+2×188.7]-[213.6-4×130.6] = - 172.4 (J·K-1·ml-1)
△rG298ө=[-50.8+2×(-228.6)]-[-394.4-4×0] = -113.6 (kJ·ml-1)
lnK800ө－ lnK298ө＝ lnK800ө－45.85＝－41.76
故可得：K800ө= 59.74
lnK800ө＝4.09
3.3.1 化学反应速率的概念
3.3.2 化学反应速率的实验测定
某一有限时间间隔内浓度的变化量。
3.1.1 平均速率和瞬时速率
t1= 0 s c1(N2O5) = 0.200 ml·L-1
t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 ml·L-1
时间间隔Δt趋于无限小时的平均速率的极限。
它的几何意义是：c-t曲线上某点切线的斜率。
例如2700s时的瞬时速率：
3.4.3 非基元反应速率方程的确定
3.4.2 质量作用定律
3.4.1 基元反应和非基元反应
3.4.4 反应机理
研究一个化学反应具体经历了哪些步骤，这些真实步骤的集合即反应机理。
3.4.1 基元和非基元反应
绝大多数化学反应都是复杂反应，因此，一般的反应方程式，除非特别说明是基元反应，否则不能当作基元反应。
非基元反应：反应物分子需经几步反应（几个基元反应）才能转化为生成物的反应,又称为复杂反应。
例：复杂反应H2 + I2 = 2HI是由下列2个基元反应构成： ① I2 = 2 I (快) ② H2 + 2 I = 2HI (慢)
40℃，CCl4中N2O5分解反应的r:c( N2O5 )
3.4.2质量作用定律
N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，即反应速率r与c(N2O5)成正比。
速率方程: 定量表示反应速率和浓度关系的方程式。
α,β—反应级数：若α=1，A为一级反应； β=2，B为二级反应，则α+β=3，总反应级数为3。α，β必须通过实验确定其值。通常α≠a,β≠b。总反应级数可以是整数，也可以是0和分数。 k —反应速率系数：零级反应 ml·L-1 ·s-1； 一级反应 s-1；二级反应 (ml·L -1)-1 ·s-1； k 不随浓度而变，但受温度的影响，通常温度升高， k 增大。
质量作用定律：基元反应的反应速率与浓度以方程式中化学计量数的绝对值为乘幂的乘积成正比。
质量作用定律只适用于基元反应，对于基元反应可直接用反应方程式求得该反应的速率方程。
4、基元反应与质量作用定律
通过实验获得数据，计算出反应级数，从而确定速率方程式。
3.4.3 非基元反应的速率方程的确定
1. 标准平衡常数的计算
2. 化学平衡移动方向的判断
3.6.2 阿仑尼乌斯方程式
3.6.1 范特夫经验规则
这是一个粗略的经验规则，却很有实际应用价值。
1884年，范特夫: 温度每升高10K，反应速率提高2~4倍。
T增大时，Ea一般不变，则-Ea/RT增大, k增大显著(呈指数关系), r增大显著； Ea越大，T对k和r的影响越大。无催化剂时: 同一反应的Ea及A不随T变化。
3.6.2 阿累尼乌斯方程式（定量公式）
以lgk ~ 1/T作图为一直线：
3、应用——求不同温度时的k 及Ea
若T1、T2时有k1、k2，代上式相减有：
【例3-5】 已知某反应在300℃时的速率常数为2.41×10-10s-1，在400℃时的速率常数为1.16×10-6 s-1， 求Ea、A 及700℃时的速率常数。
3.7.2 过渡态理论
3.7.1 碰撞理论
3.7.1 碰撞理论
以气体分子运动论为基础， 1918年，路易斯提出：碰撞是反应进行的前提，碰撞频率高，反 应速率大。大多数碰撞不引起反应，只有极少数碰撞 是有效的（活化分子能产生有效碰撞）。
分子的有效碰撞：碰撞的取向以及能量的大小
Em : 平均能量E0 : 有效碰撞的最低能量E*m : 活化分子的平均能量Ea : 活化能
Ea越大，活化分子百分数越少，反应速率越小 Ea越小，活化分子百分数越大，反应速率越大
气体分子的能量分布和活化能
3.7.2 过渡态理论
以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态叫过渡态。
Reactin crdinate
化学反应过程中能量变化曲线
E(Ⅰ)－反应物(始态)势能E(Ⅱ)－生成物(终态)势能
正反应的活化能 Ea(正) =Eac - E(Ⅰ)逆反应的活化能 Ea(逆) =Eac - E(Ⅱ)
ΔrHm= E(Ⅱ) - E(Ⅰ)= [Eac - Ea(逆)] -[Eac - Ea(正)]
ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆)
Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。
Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应；
浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化分子总数随之增多,反应速率增大。
温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子百分数增多,反应速率增大。
如何解释浓度、温度对速率的影响？
3.8.3 催化特性
3.8.2 催化原理
3.8.1 催化剂和催化作用
凡能改变反应速率而它本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质称为催化剂，催化剂能改变反应速度的作用称为催化作用。
3.8.1 催化剂和催化作用
例：2H2 + O2 ＝ 2H2O ΔGө＝－457.2kJ·ml-1
上述反应尽管向右反应的可能性很大，但是在没有催化剂时，反应速度极慢，以致于很长时间也察觉不出水的生成。当混入少量铂粉时，反应很快进行。
改变反应途径，改变活化能
催化剂参加反应，生成不稳定的中间产物，中间产物再反应生成产物和原来的催化剂。
A+K→AK 活化能为E1AK+B→AB+K 活化能为E2由于E1、E2 均小于Ea，所以反应速率加快了。
催化剂同时同速加速正逆反应，所以催化剂只 能加速化学平衡的到达，不能改变化学平衡。 催化剂不改变ΔrG的值，对于ΔrG >0的反 应，有无催化剂都一样不能反应。 催化剂通过改变反应途径，改变决速步骤的活 化能使反应速度改变。
3.8.3 催化特点
1、 对给定的化学反应，下列说法正确的是 （ ） A. △rG 越负，反应速率越快； B. △rH 越负，反应速率越快； C. △rS 越负，反应速率越快； D. 活化能 Ea 越小，反应速度越快。
2、下列说法不正确的是（ ） A、 相同条件下，反应的活化能越大其 反应速率越慢。 B、某反应速率方程为υ=k·(cA)2·(cB)1/2 , 该 反应的反应级数为2. 5。 C、升高温度，吸热反应的速率增大而 放热反应的速率减小。 D、 复杂反应至少含有两个基元反应。
3、对于基元反应：2NO+O2=2NO2 ，若O2的浓度增大到原来的2倍，则正反应的速率为原来的（ ） A、 2倍 B、 4倍 C、 6倍 D、 8倍
原因在于： υ=k·(cNO)2·(cO2)
5 增大反应物浓度，使反应加快的原因是 。 A、分子总数增加 B、活化分子分数增大 C、反应级数增大 D、单位体积内活化分子总数增加
4 下列操作，能使反应的速率常数增大的是 。 A、加入催化剂 B、升高温度 C、增大压力 D、增加反应物浓度
6 升高温度，反应速率加快的原因是由于增加 了反应物中活化分子分数 。 （判断正误）
7、 催化剂能加速反应速率，它的作用机理是 。 A、降低反应的自由能变 B、改变反应途径，降低活化能 C、减小反应焓变 D、增大平衡常数值
8、若下列反应 2A + 2B = C 的速率方程式是υ=k·cA2·cB，此反应的反应级数是（ ） A、 一级 B、二级 C、 三级 D、 四级
1、可逆反应和不可逆反应2、 化学平衡：当正反应速率等于逆反应速率时的状态。前提——恒温、封闭体系；条件——正、逆反应速度相等；标志——各物质的浓度都不再随时间改变；特点——是动态平衡，有条件的平衡；与反应方向、反应速率等无关。3、平衡常数的意义：判断反应进行的程度，估计反应的可能性。
5、范特夫等温方程ΔrG = ΔrGө + RTlnQ， 而△rGө = -RT lnKө。
6、 多重平衡规则：总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积。7、平衡移动原理：假如改变平衡系统条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
4、平衡常数只是温度的函数，与反应物或产物的起始浓度、反应速率等无关。
8、化学反应速率的表达：平均速率和瞬时速率。
9、基元反应：反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。10、质量作用定律：在基元反应中，反应速率与物质的量浓度的计量系数乘幂的乘积成正比。基元反应dD + eE = f F + gG的速率方程式：υ＝k · cDd · cEe 。
化学平衡和化学反应速率
§3.6 温度对反应速率的影响
§3.7 反应速率理论简介
§3.3 化学反应速率及其表示法
§3.2 化学平衡的移动
§3.1 化学平衡
§3.5 反应物浓度与反应时间的关系
§3.4 浓度对反应速率的影响
§3.8 催化剂对反应速率的影响
1、了解不同反应类型的标准平衡常数表达式；2、掌握多重平衡规则及其它有关化学平衡的计算。3、了解化学反应速率的概念；4、掌握质量作用定律和基元反应的速率方程式；5、掌握阿累尼乌斯经验式，并能用活化能等概念初步解释各种外界因素对反应速率的影响。
3.1.3 多重平衡原则
3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
3.1.1 化学平衡的特征
1、可逆反应：既能向正方向进行又能向逆 方向进行的反应。
2、不可逆反应：反应只能向一个方向进行 的反应。
化学平衡三个特征：（1）化学平衡是 时的状态。（2）化学平衡是一种动态平衡。（3）化学平衡是有条件的 平衡。
在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态：
ΔrG = ΔrGө + RTlnQ
a ：活度是将物质所处的状态与标准态相比后所得的数值。
理想气体的活度：气体分压与标准压力的比值。即a = p/ pө ，其中标准压力pө =100kPa。
理想溶液的活度：溶液浓度(单位为ml·L-1)与标准浓度的比值。即a = c/ cө，其中标准浓度cө=1ml·L-1 。
固相和纯液相的活度：固相和纯液相的标准态是其本身的纯物质，故固相和纯液相的活度均为单位活度，即a = 1 。
复相反应--反应体系中存在两个以上的相
注意点：Q 与 的表达式在形式上是一致的，但Q表达式中物质的活度是指反应的某一个状态的活度，而 表达式中物质的活度是指反应达到平衡时的活度。 与反应的本性有关。 与反应的浓度、压力无关，受温度影响。 与反应式的书写有关。
Kө越大，反应越彻底，反应倾向性越大。
【例3-1】在25℃时，反应： 2H2O2(g) → 2H2O(g) + O2 (g)的△rHө＝－211.5 kJ·ml-1，△rSө＝116.9J·ml-1K-1，设 △rHө 和△rSө不随温度改变，试计算反应在100℃时的Kө。
【解】△rGө＝ △rHө－T ·△rSө ＝－211.5－373.15×116. 9×10-3 ＝－255.1 kJ·ml-1 lnKө ＝－△rGө/RT ＝255.1×103 /(8.315×373.15)＝82.2 Kө ＝ 5.00×1035
【例3-2】已知反应 CO(g)+H2O(g) ⇌CO2(g)+H2(g) 在1123K时Kө =1.0 ，现将2.0ml CO和3.0ml H2O(g)混合，并在该温度下达到平衡，试计算在这条件下CO的百分转化率。
【解】设平衡时CO反应了x ml，则 CO(g)+ H2O(g) ⇌CO2(g)+H2(g) 初时: 2.0 3.0 0 0 反应： x x x x 平衡: 2.0-x 3.0-x x x
多重平衡规则：如果某反应可以表示为两个或多个反应相加(或相减)，则该反应的Kө等于各分步反应平衡常数之积(或商)。
如果：反应(1)＝反应(2)＋反应(3) 则有：K1ө＝K2ө×K3ө 如果：反应(1)＝反应(2)－反应(3) 则有：K1ө＝K2ө／K3ө 利用多重平衡规则也可求出平衡常数。
3.1.3 多重平衡规则
【解】由于 反应(3)＝反应(1)＋反应(2) 则根据多重平衡规则有： Kө= K1ө·K2ө = 20×0.012 = 0.24
【例3-3】 已知973K时下述反应： (1)SO2(g) + 0.5O2(g) ⇌ SO3(g) K1ө= 20 (2)NO2(g) ⇌ NO(g) + 0.5 O2 K2ө= 0.012求反应 (3)SO2(g) + NO2(g) ⇌ SO3(g) + NO(g)的Kө。
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
3.2.2 化学平衡移动程度的计算
平衡：一定条件下的平衡。
平衡移动：条件改变，旧平衡打破，新平衡 建立，各物质的浓度改变。
平衡移动的方向：假如改变平衡体系的条件之 一，如温度，压力或浓度，平衡就向减 弱这个改变的方向移动。
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
增加H2的浓度或分压 平衡 减小NH3的浓度或分压 平衡 增加体系总压力 平衡 增加体系的温度 平衡
勒夏特里原理只能作出定性的判断，如果已知平衡常数就可以作进一步的定量计算。
范特夫等温方程：ΔrG = ΔrGө + RTlnQ
又：△rGө = -RT lnKө
1、浓度对化学平衡的影响
当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,
当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,
相关计算见P52例3-6。
3.2.2 化学平衡移动程度的计算
2、压力对化学平衡的影响
对于有气相参加的反应，压力的改变，对于气态物质浓度均有影响，对化学平衡的影响较为复杂。
增大总压力，当Σ≠0，其它条件不变时，平衡向气体分子数减少的方向移动； 减压，平衡向气体分子数增加的方向移动。 Σ = 0时，在等温下，增加或降低总压力，对平衡没有影响。
△rGө ＝ －RT lnKө = △rHө－T△rSө
3、温度对化学平衡的影响
在其它条件不变时，升温：平衡向吸热反应(△rHө>0)方向移动；降温：平衡向放热反应(△rHө<0)方向移动。
整理，得T 与Kө 关系的重要方程式：
设在温度T1和T2时的平衡常数为K1ө和K2ө ，并设△rHθ和△rSθ不随温度而变，则
【例3-4】试计算反应CO2(g)+4H2(g)⇌CH4(g)+2H2O(g) ，在800 K时的Kө。
【解】由附录二(P475)查表得：
△rH298ө=[-74.8+2×(-241.8)]-[-393.5-4×0] = - 164.9 (kJ·ml-1)
S298ө =[186.2+2×188.7]-[213.6-4×130.6] = - 172.4 (J·K-1·ml-1)
△rG298ө=[-50.8+2×(-228.6)]-[-394.4-4×0] = -113.6 (kJ·ml-1)
lnK800ө－ lnK298ө＝ lnK800ө－45.85＝－41.76
故可得：K800ө= 59.74
lnK800ө＝4.09
3.3.1 化学反应速率的概念
3.3.2 化学反应速率的实验测定
某一有限时间间隔内浓度的变化量。
3.1.1 平均速率和瞬时速率
t1= 0 s c1(N2O5) = 0.200 ml·L-1
t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 ml·L-1
时间间隔Δt趋于无限小时的平均速率的极限。
它的几何意义是：c-t曲线上某点切线的斜率。
例如2700s时的瞬时速率：
3.4.3 非基元反应速率方程的确定
3.4.2 质量作用定律
3.4.1 基元反应和非基元反应
3.4.4 反应机理
研究一个化学反应具体经历了哪些步骤，这些真实步骤的集合即反应机理。
3.4.1 基元和非基元反应
绝大多数化学反应都是复杂反应，因此，一般的反应方程式，除非特别说明是基元反应，否则不能当作基元反应。
非基元反应：反应物分子需经几步反应（几个基元反应）才能转化为生成物的反应,又称为复杂反应。
例：复杂反应H2 + I2 = 2HI是由下列2个基元反应构成： ① I2 = 2 I (快) ② H2 + 2 I = 2HI (慢)
40℃，CCl4中N2O5分解反应的r:c( N2O5 )
3.4.2质量作用定律
N2O5的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，即反应速率r与c(N2O5)成正比。
速率方程: 定量表示反应速率和浓度关系的方程式。
α,β—反应级数：若α=1，A为一级反应； β=2，B为二级反应，则α+β=3，总反应级数为3。α，β必须通过实验确定其值。通常α≠a,β≠b。总反应级数可以是整数，也可以是0和分数。 k —反应速率系数：零级反应 ml·L-1 ·s-1； 一级反应 s-1；二级反应 (ml·L -1)-1 ·s-1； k 不随浓度而变，但受温度的影响，通常温度升高， k 增大。
质量作用定律：基元反应的反应速率与浓度以方程式中化学计量数的绝对值为乘幂的乘积成正比。
质量作用定律只适用于基元反应，对于基元反应可直接用反应方程式求得该反应的速率方程。
4、基元反应与质量作用定律
通过实验获得数据，计算出反应级数，从而确定速率方程式。
3.4.3 非基元反应的速率方程的确定
1. 标准平衡常数的计算
2. 化学平衡移动方向的判断
3.6.2 阿仑尼乌斯方程式
3.6.1 范特夫经验规则
这是一个粗略的经验规则，却很有实际应用价值。
1884年，范特夫: 温度每升高10K，反应速率提高2~4倍。
T增大时，Ea一般不变，则-Ea/RT增大, k增大显著(呈指数关系), r增大显著； Ea越大，T对k和r的影响越大。无催化剂时: 同一反应的Ea及A不随T变化。
3.6.2 阿累尼乌斯方程式（定量公式）
以lgk ~ 1/T作图为一直线：
3、应用——求不同温度时的k 及Ea
若T1、T2时有k1、k2，代上式相减有：
【例3-5】 已知某反应在300℃时的速率常数为2.41×10-10s-1，在400℃时的速率常数为1.16×10-6 s-1， 求Ea、A 及700℃时的速率常数。
3.7.2 过渡态理论
3.7.1 碰撞理论
3.7.1 碰撞理论
以气体分子运动论为基础， 1918年，路易斯提出：碰撞是反应进行的前提，碰撞频率高，反 应速率大。大多数碰撞不引起反应，只有极少数碰撞 是有效的（活化分子能产生有效碰撞）。
分子的有效碰撞：碰撞的取向以及能量的大小
Em : 平均能量E0 : 有效碰撞的最低能量E*m : 活化分子的平均能量Ea : 活化能
Ea越大，活化分子百分数越少，反应速率越小 Ea越小，活化分子百分数越大，反应速率越大
气体分子的能量分布和活化能
3.7.2 过渡态理论
以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态叫过渡态。
Reactin crdinate
化学反应过程中能量变化曲线
E(Ⅰ)－反应物(始态)势能E(Ⅱ)－生成物(终态)势能
正反应的活化能 Ea(正) =Eac - E(Ⅰ)逆反应的活化能 Ea(逆) =Eac - E(Ⅱ)
ΔrHm= E(Ⅱ) - E(Ⅰ)= [Eac - Ea(逆)] -[Eac - Ea(正)]
ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆)
Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。
Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应；
浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化分子总数随之增多,反应速率增大。
温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子百分数增多,反应速率增大。
如何解释浓度、温度对速率的影响？
3.8.3 催化特性
3.8.2 催化原理
3.8.1 催化剂和催化作用
凡能改变反应速率而它本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质称为催化剂，催化剂能改变反应速度的作用称为催化作用。
3.8.1 催化剂和催化作用
例：2H2 + O2 ＝ 2H2O ΔGө＝－457.2kJ·ml-1
上述反应尽管向右反应的可能性很大，但是在没有催化剂时，反应速度极慢，以致于很长时间也察觉不出水的生成。当混入少量铂粉时，反应很快进行。
改变反应途径，改变活化能
催化剂参加反应，生成不稳定的中间产物，中间产物再反应生成产物和原来的催化剂。
A+K→AK 活化能为E1AK+B→AB+K 活化能为E2由于E1、E2 均小于Ea，所以反应速率加快了。
催化剂同时同速加速正逆反应，所以催化剂只 能加速化学平衡的到达，不能改变化学平衡。 催化剂不改变ΔrG的值，对于ΔrG >0的反 应，有无催化剂都一样不能反应。 催化剂通过改变反应途径，改变决速步骤的活 化能使反应速度改变。
3.8.3 催化特点
1、 对给定的化学反应，下列说法正确的是 （ ） A. △rG 越负，反应速率越快； B. △rH 越负，反应速率越快； C. △rS 越负，反应速率越快； D. 活化能 Ea 越小，反应速度越快。
2、下列说法不正确的是（ ） A、 相同条件下，反应的活化能越大其 反应速率越慢。 B、某反应速率方程为υ=k·(cA)2·(cB)1/2 , 该 反应的反应级数为2. 5。 C、升高温度，吸热反应的速率增大而 放热反应的速率减小。 D、 复杂反应至少含有两个基元反应。
3、对于基元反应：2NO+O2=2NO2 ，若O2的浓度增大到原来的2倍，则正反应的速率为原来的（ ） A、 2倍 B、 4倍 C、 6倍 D、 8倍
原因在于： υ=k·(cNO)2·(cO2)
5 增大反应物浓度，使反应加快的原因是 。 A、分子总数增加 B、活化分子分数增大 C、反应级数增大 D、单位体积内活化分子总数增加
4 下列操作，能使反应的速率常数增大的是 。 A、加入催化剂 B、升高温度 C、增大压力 D、增加反应物浓度
6 升高温度，反应速率加快的原因是由于增加 了反应物中活化分子分数 。 （判断正误）
7、 催化剂能加速反应速率，它的作用机理是 。 A、降低反应的自由能变 B、改变反应途径，降低活化能 C、减小反应焓变 D、增大平衡常数值
8、若下列反应 2A + 2B = C 的速率方程式是υ=k·cA2·cB，此反应的反应级数是（ ） A、 一级 B、二级 C、 三级 D、 四级
1、可逆反应和不可逆反应2、 化学平衡：当正反应速率等于逆反应速率时的状态。前提——恒温、封闭体系；条件——正、逆反应速度相等；标志——各物质的浓度都不再随时间改变；特点——是动态平衡，有条件的平衡；与反应方向、反应速率等无关。3、平衡常数的意义：判断反应进行的程度，估计反应的可能性。
5、范特夫等温方程ΔrG = ΔrGө + RTlnQ， 而△rGө = -RT lnKө。
6、 多重平衡规则：总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积。7、平衡移动原理：假如改变平衡系统条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
4、平衡常数只是温度的函数，与反应物或产物的起始浓度、反应速率等无关。
8、化学反应速率的表达：平均速率和瞬时速率。
9、基元反应：反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。10、质量作用定律：在基元反应中，反应速率与物质的量浓度的计量系数乘幂的乘积成正比。基元反应dD + eE = f F + gG的速率方程式：υ＝k · cDd · cEe 。
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