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化学反应速率
人教版化学选修一 第二章 第一节
一、回顾：化学反应速率基本概念
1. 概念：用来衡量化学反应过程进行的快慢的物理量
2. 表示方法：
通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示
3. 数学表达式
4. 常用单位
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
￣￣￣
一段时间内的平均速率
正值
固体或纯液体的浓度视为常数(Δc = 0)，不用固体或纯液体表示化学反应速率
一、回顾：化学反应速率基本概念
4. 化学反应速率的计算
模型认知：“三段式”计算模板
A的转化率：α（A）= ?????????????×????????????%
?
起始浓度（mol/L） a b 0 0
转化浓度（mol/L） mx nx px qx
t时刻浓度（mol/L） a-mx b-nx px qx
mA(g)＋nB(g)?? pC(g) ＋ qD(g)
任意反应
一、回顾：化学反应速率基本概念
5. 比较化学反应速率的快慢
例：反应 A(g) + 3B(g) = 2C(g) + 2D (g) 在四种不同情况下的反应速率为：
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
则该反应在不同条件下速率的快慢顺序为:
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：归一法
注意：换算成同一物质、同一
单位表示，再比较数值的大小
二、化学反应速率的测定
思考：根据不同浓度的稀硫酸与锌反应的实验，你准备如何测定反应速率的快慢？
从实验现象和实验测量两方面
① 观察产生气泡的快、慢；
② 观察试管中剩余锌粒的质量的多、少；
③ 用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低。
定性描述
① 测定收集一定体积的H2时所用的时间；
② 测定一段时间内溶液中H＋浓度的变化；
③ 测定一段时间内锌粒质量的变化；
④ 测定一定时间内收集的H2的体积。
定量描述
二、化学反应速率的测定
定量测定反应速率的快慢
（1）药品
2g锌粒、1mol/L硫酸、40mL
2g锌粒、4mol/L硫酸、40mL
（3）仪器
锥形瓶
分液漏斗
直角导气管
注射器(50mL)
铁架台 (带铁夹)
秒表
（2）测定方法
①测定相同时间内收集的H2的体积。
②测定收集相同体积的H2所用的时间；
二、化学反应速率的测定
（3）视线与量气管凹液面最低处相平
气体体积的测定
（2）调节量气管高度，使量气管与水准管两端液面相平
（1）恢复到室温状态
读数时注意：
二、化学反应速率的测定
选择可观测、
易操作的变量
pH计
气体
离子浓度
电导率
pH
颜色
浑浊度
颜色
体积
压强
υ＝
Δc
Δt
实验原理
找与该物理量化学变化对应的时间
找与化学反应物质的浓度相关的物理量
浊度仪
离子浓度检测仪
用骤冷、冲稀、加阻聚剂、除去催化剂、调节pH等方法使反应立刻停止
折射率、旋光度……
一、基元反应与反应历程
简单碰撞理论：
1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件。反应物分子间有效碰撞的频率越高，化学反应速率越大。
基元反应：
通过碰撞一步转化为产物的反应。
NO2+CO=NO+CO2
一、基元反应与反应历程
研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，例如：
这其中的每一步反应都称为基元反应。
这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程。
反应历程又称反应机理。基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。
第一步： 2HI → 2I? + H2
第二步： 2I? → I2
微粒I·存在未成对电子，它称为自由基，自由基的反应活性很强，寿命极短。
资料卡片
基元反应：通过碰撞一步直接转化为产物的反应。
反应历程（反应机理）：基元反应构成的反应序列称为反应历程。
基元反应的总和称为总反应。
化学反应是有历程的，化学反应速率与反应历程密切相关。
2HI = H2 + I2
一、基元反应与反应历程
总：A+B→C
第一步反应：快反应
第二步反应：较快反应
第三步反应：慢反应
对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定。
资料卡片
化学反应发生的先决条件：反应物分子相互接触和碰撞
无效碰撞：不能发生化学反应的碰撞
有效碰撞：能发生化学反应的碰撞
单位时间内有效碰撞次数越多，反应速率就越大。
决速步骤
二、碰撞理论
思考：有效碰撞应该满足哪些条件呢？
没足够的能量
没合适的取向
足够的能量
合适的取向
① 反应物分子必须具有一定的能量
② 碰撞时有合适的取向
二、碰撞理论
HI
HI
能量（活化能）
普通分子
活化分子
先认识下普通分子与活化分子。
二、碰撞理论
普通分子间的碰撞，无法发生化学反应。
看看普通分子间的碰撞
二、碰撞理论
活化分子间的碰撞，
可能发生化学反应。
看看活化分子间的碰撞
I2
H2
二、碰撞理论
1. 活化分子
能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有较高能量。
辨析
能发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，还与碰撞的角度有关。（碰撞时的取向合不合适）
有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。
其他条件不变时，同一反应的活化分子百分数是一定的。
活化分子百分数 =
×100%
活化分子数
反应物分子总数
二、碰撞理论
2. 活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差
能量
反应过程
E1
E2
反应物分子的平均能量
生成物分子的平均能量
活化分子的平均能量
正反应的活化能
活化分子变成生成物分子放出的能量
反应热
逆反应的活化能
能量不足的普通分子吸收能量后才能变成活化分子
二、碰撞理论
活化能作用：使反应物活化，从而启动反应或改变反应速率
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关
推论1:
活化能越小，则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，单位时间内有效碰撞越多，反应速率越快。
推论2:
活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则反应条件越简单。
活化能与化学反应难易的关系：
活化能高，反应难；活化能低，反应易。
AgNO3溶液与NaCl溶液混合
是否存在活化能接近于0的反应？
四、过渡态理论与飞秒化学
过渡态理论认为，当两个具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中的化学键要重排，能量重新分配。在反应过程中要经过一个中间的过渡态，先生成活化配合物，然后再分解为产物。
三、过渡态理论与飞秒化学
四、巩固提升
下列说法错误的是（ ）
①具有较高能量的分子发生有适当取向的碰撞，才能发生化学反应。②发生有效碰撞的分子都是活化分子。
③活化分子间的碰撞都是有效碰撞。
④水溶液中的化学反应的活化能都接近于0。
⑤反应热△H=正反应的活化能—逆反应的活化能。
⑥活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量。
⑦普通分子间的碰撞有时候也能发生化学反应。
A.①④ B.③④⑦ C.④⑤⑥ D.②⑤
B
四、巩固提升
已知H2O2分解反应为：2H2O2=2H2O+O2 △H<0
在含少量I-的溶液中，H2O2的分解机理为：
① H2O2＋ I- = H2O ＋IO- △H>0 慢
② △H<0 快
H2O2 + IO- = H2O + O2 + I-
（1）此过程机理中 为催化剂， 为中间产物。
（2）I-的浓度能否影响反应速率？
（3）画出此反应过程中的能量变化图像
I-
IO-
可以
E1
E2
四、巩固提升
（2020·全国）金属插入CH4的C-H键形成高氧化态过渡金属化合物的反应频繁出现在光分解作用、金属有机化学等领域，如图是CH4与Zr形成过渡金属化合物的过程。下列说法不正确的是
A．整个反应快慢，由 CH2— Zr···H2→状态2反应决定
B．CH3—Zr···H→CH2 —Zr···H2 ΔH=+8.32 kJ ? mol-1
C．在中间产物中 CH3—Zr···H状态最稳定
D．Zr +CH4→CH—Zr···H3活化能为201. 84 kJ ? mol-1
D

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