天津大学物理化学课件第十一章 化学动力学(1)教材.ppt

化学动力学基础 第十一章 1 化学动力学研究一定条件下化学变化的速率问题 例1: H2 + 0.5O2 ＝ H2O(l ) 25oC, 标准状态下, rGm= -237.19 kJ 0，所以 Ea 越大的反应，其k 对T越敏感 42 T 对反应的影响除Arrheniws方程描述此规律外，还有其他四 种类型的变化规律： 爆炸反应 酶催化反应 碳的氧化反应 Ea<0的反应 例：反应1: Ea,1=100 kJ/mol; 反应2: Ea,2=150 kJ/mol, 反应温度由 300K上升10K，两个反应的k值增长倍数不同 反应1： 反应2： 43 2 .活化能物理意义的定性解释 Ea： 把普通反应物分子变成活 化分子所需要的能量 例：基元反应 IH + HI  H2 + 2I IHHI 消耗的活化能： 1）克服电子云的排斥力 2）断键 普通分子 — 产物 活化分子 Ea 44 基元反应的正逆反应活化能与反应热的关系如图所示 3.活化能 Ea 与反应热的关系 可以由Arrheniws方程得到上述关系式： 基元反应的正反应： 基元反应的逆反应： Ea1 Ea-1 U=Q 反应物 产物 活化分子 45 两式相减： 已知： （上册化学平衡中公式） 4. 非基元反应的表观活化能 Arrheniws方程不仅适用于基元反应,也适用于大 多数非基元反应,只是在非基元反应中,Ea为表观活化 能,是各基元反应的总结果. 46 例：反应 其机理为：  基元反应： Ea为非基元反应的表观活化能. 实验测出的Ea即为表观活化能 47 。