❶ 怎樣才能把化學反應速率這節課講好應聘時試講，沒有
高中化學高頻篇目導入案例
統計、分析近年教師招聘考試高中化學面試真題，高中化學中部分內容在教師面試中出現次數較多，本文就高中化學高頻面試內容的導入案例進行列舉匯總，以便考生能夠在面試中選擇合適的導入方法和素材，或給予考生靈感與啟迪。高中化學面試高頻內容導入示例：
1.氧化還原反應
示例①
【復習回顧】回憶列舉化學學習和生活中常見的氧化反應、還原反應，並寫出反應方程式。
【導入新課】這些反應有什麼共同的特點?這些反應都屬於氧化還原反應。那什麼是氧化還原反應?這節課我們就來一起學習氧化還原反應。
示例②
【創設情境，提出問題】削了皮的蘋果在空氣中放置一段時間後，蘋果表面變成褐色;但市售的蘋果汁不變色，為什麼?(提示蘋果汁中的維生素C起到了防止蘋果汁變色的作用)。
【導入新課】在空氣中蘋果中的Fe2+被氧化成Fe3+而使蘋果變色，蘋果汁中加的Vc將Fe3+還原為Fe2+而防止變色。這些化學變化就是我們這節課要學習的內容——氧化還原反應。
2.元素周期律
示例①
【復習回顧】回顧鹼金屬元素、鹵族元素的元素性質與原子結構。
【導入新課】在前面的課程中我們已經學習了鹼金屬元素、鹵族元素，知道不同的鹼金屬元素、鹵族元素在結構與性質上都呈現了一定的相似性和遞變性，那元素周期表中其他元素是否也存在某些規律呢?為了更好的了解元素周期表中元素的性質，這節課我們來探討元素周期律。
示例②
【多媒體展示】生活中最常見的日歷圖、月相變化規律圖。
【導入新課】月有陰晴圓缺、時間周而復始，這些事實都呈現了周期性的變化規律。我們已經學習了元素周期表，那元素周期表是否也有周期性變化規律呢?這節課我們學習元素周期律。
3.離子反應
示例①
【多媒體展示】幾種運動型飲料標簽圖。
【導入新課】標簽上大多都註明有「電解質飲料」，電解質飲料可以快速補充人體活動中流失的水分和電解質。什麼是電解質呢?通過今天的學習內容——酸、鹼、鹽在水溶液中的電離就能知道答案。
示例②
【復習回顧】通過學習物質的分類我們知道依據性質和組成可以將化合物分為酸、鹼、鹽、氧化物;但是分類標准不一樣，分類結果也會不相同，那化合物還可以根據其他標准分類嗎?今天我們將通過學習學習本節課的主要內容——酸、鹼、鹽在水溶液中的電離，了解化合物的另一分類方式。
4.化學反應的速率
示例①
【播放視頻】爆炸、溶洞的形成、鐵生銹、牛奶變質。
【導入新課】通過視頻我們可以看到不同化學反應的快慢不同，對於不同參照物描述反應快慢也不同。所以需要定量來描述化學反應的快慢。在物理上用單位時間內物體運動的距離來表示物體運動的快慢，那麼在化學上怎樣定量的表示化學反應進行得快慢呢?這就是今天我們要學習的化學反應速率。
示例②
【多媒體展示】麵包的標簽(認真查看麵包的保質期說明)。
【導入新課】在不同溫度條件下，麵包的保質期長短不同，溫度是如何影響化學反應的快慢?除了溫度還有哪些因素會影響化學反應的快慢呢?我們這節課就來探究——影響化學反應速率的因素。
5.化學鍵
示例①
【創設情境】把兩塊吸鐵石靠近，它們就會因為磁力僅僅吸引在一起;人類能夠安然無恙地生活在地球上，是因為地球對人類存在引力。
【導入新課】那對於微觀世界中構成物質的離子，它們又是靠什麼緊密的結合在一起呢?今天我們就一起學習化學物質形成過程中的這種「力」——化學鍵。
示例②
【展示圖片，科技資訊】能分辨出「石墨烯分子」、「C60單分子」中化學鍵的顯微圖像。據報道「瑞士研究人員利用原子力顯微鏡拍攝出了石墨烯分子化學鍵的高清顯微圖像」，「中國科研人員利用掃描隧道顯微鏡，首次拍攝到了能分辨出化學鍵的碳60單分子圖像。」
【導入新課】世界是由物質組成，物質由分子和原子等微粒構成，微粒構成物質正是依靠化學鍵的作用。通過化學鍵的高清顯微圖像，為人們理解化學鍵的真實面目提供了幫助，那麼化學鍵究竟是什麼?今天我們就一起學習化學鍵。
6.乙酸
示例①
【創設情境】我們在烹飪魚的過程中常常加入食醋和料酒，這樣做得的魚沒有腥味、味美香醇。
【導入新課】為什麼僅僅加入醋和酒就能烹制出美味的菜餚?通過今天的學習我們就會知道答案。醋的成分主要是醋酸，這節課我們來學習生活中常見的物質醋酸，化學名稱叫乙酸。
示例②
【引用故事】醋的由來「酒聖杜康的兒子黑塔在釀酒時發現越來越多的酒糟無法處理，苦思冥想後將其置於盛酒用的器具「酉」中，加了些水，最後把「酉」口封起來，時隔多日黑塔無意間記起，打開器具，香味撲鼻。自把酒糟放到「酉」中正好是二十一天，把「二十一日」合起來就是「昔」字，「昔」字再和器具「酉」合起來就是「醋」字。於是稱呼這種酸酸的液體叫「醋」。黑塔意外釀出了一種調味品——醋，杜康父子將這調味瓊漿送給左鄰右舍品嘗，左鄰右
❷ 化學如何備好一節課
備好一堂的課，教師應具備以下意識:
一、研究意識。首先要從基於促進學生認識發展的理念去研究教材，研究教材這部分內容原來學生已經有了哪些知識基礎？已經具備了怎樣的認識水平？通過這節課的教學能對學生有哪些方面的發展？等等。再一個就是，研究教材編寫的意圖是什麼，只有研究透了教材設計的意圖，才能有針對性的去設計教學內容以及對相關內容的處理方式。理解教材與熟悉教材有本質的區別，熟悉教材是淺層次的表面化的，即有哪些知識點？重難點是什麼？等等；而理解教材是深層次的、更側重於功能化。即要理解教材設計這些內容其預期的功能是什麼。例如:選修《化學反應原理》中化學反應速率第一課時，它有三個方面的功能:①對化學反應認識角度的豐富（由定性到定量）；②對化學反應快慢認識水平的提高（加快的原因是什麼？由實驗得出的關系式可以解釋）；③對影響反應速率因素認識水平的提高（由簡單到復雜，即原來認識是增大反應物的濃度，反應速率加快，並不知道改變不同物質的濃度對整個化學反應速率的影響程度是不一樣的，等等）。研究教材，這是備好一堂課的首要工作，而且要費大力氣去做這項工作。
二、引入意識。要重視一堂課的引入，尤其是新課的引入。巧妙的引入會給老師、學生以耳目一新的感覺，會引起大家的興趣和關注。但應避免形式主義，不少教師認為形式活潑，內容有趣，學生活動多就是一堂好課，正是這種有偏頗的理解使得教師們對課堂形式的關注超過了學生在課堂上是否完成了自我知識的建構的關注。在歷次省優質課上，幾乎每個選手都在引入上下了很大的功夫。引入的方式、方法是多種多樣的。例如化學反應速率第1課時定量描述反應速率的引入:切入點的選擇有從必修2引入的，有從教材上給的材料引入的，有從對反應的認識引入的，還有從濃度影響速率引入的等等。在課堂引入時應體現出:
1、引入的簡單性。教師應該摒棄花哨復雜的形式，更不能以復雜作為特色。應該以最利於學生理解的形式入手，用最簡單而又最能吸引學生思考的方式引入。
例如，對於離子反應的本質的引入，某教師採取的方法是:將naoh溶液與cuso4溶液混合，取過濾後的溶液向其中滴加bacl2溶液。通過實驗現象（前者是產生藍色沉澱，後者是產生白色沉澱）使學生明確溶液中的反應是離子反應。而另一位老師則做了ba(oh)2溶液和h2so4 溶液混合後溶液的導電性實驗，通過小燈泡「亮、滅、亮」的現象使學生理解這一問題。盡管從教學目標來看，兩者都可以達到目的，但是相比較而言，前者的實驗涉及到的物質較多、反應較多、現象較多，學生理解的障礙較多、形式復雜，教學效果不如後者。
2、引入的有效性。注意有效聯系，有效聯系的內涵包括2個方面。第一，教師不能為了增加課程的趣味性和形式的活潑性，將一些與本課內容聯系不甚密切的現象或事實在課堂上呈現，這樣會產生「生拉硬拽」的感覺。第二，教師在設計引入方式時，一定要注重對學生的分析，包括對「學生已經知道了什麼，學生還想知道什麼，怎麼讓他們知道」等等進行多方面的分析。只有在對學生進行正確分析的基礎上，才能真正從學生的角度考慮問題提出的方式、角度和內容。
3、引入的優先性。當一堂課的引入有多種方案時，利用實驗的引入應優先考慮。因為化學實驗既能突出化學學科的特點，又能最大程度的激發學生的學習興趣，還能使學生體驗到學習化學的樂趣。
❸ 如何講解化學反應速率最好
需要多練習練習啊
第一節 化學反應速率
（一）典型例題
【例1】已知合成氨反應為：N2＋3H2 2NH3，在一定溫度下，向1 L密閉容器中，加入2 mol N2和5 mol H2，一定條件下使之反應，經過2 min後測得NH3為0.4 mol，求以N2、H2、NH3表示的反應速率以及三者之比。
【解析】化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢的，通常用單位時間內某一種反應物或生成物的物質的量濃度得變化值來表示。其單位為mol/(L·min)或mol/(L·s)等。
①公式：
△C是物質的量濃度的變化而非物質的量的變化，更非質量的變化．這種變化對於反應物而言是濃度的減少，對於生成物而言是濃度的增加。這里濃度的變化實際是取絕對值，是正數。
②化學反應速率的單位是由濃度單位和時間單位組成的，為mol/（L·min）或mol/（L·s），兩單位間可以換算：60mol/(L·min)=1mol/(L·s)
③化學反應速率是指平均反應速率，而不是瞬時反應速率．即為一段時間內的平均值，而非某個時刻的反應速率。而且在不同的時間段，化學反應速率的數值不同．
④同一反應，可以選用不同物質的濃度變化表示化學反應速率，所以必須標明是何種物質表示的化學反應速率。用不同物質表示的反應速率雖然數值不同，但表示的都是同一反應在同一時間段內的速率，它們的意義相同，並且數值之比等於這些物質在化學方程式中的化學計量數之比。
⑤並非所有的物質都可以用這種方法表示化學反應速率，固體或純液體因無濃度變化，所以無法用這種方式表示化學反應速率。化學平衡計算的基本模式——平衡「三步曲」：
例: mA + nB pC + qD
起始: a b 0 0
轉化: mx nx px qx
平衡: a-mx b-nx px qx
其中：①轉化量與方程式中各物質的系數成比例；②這里a、b可指物質的量、濃度、體積等。③對反應物：平衡濃度=起始濃度-轉化濃度；對生成物：平衡濃度=起始濃度+轉化濃度
由定義式法求反應速率，需先求濃度的變化量和時間，據濃度的變化量可得出物質的量的變化量與體積的比。
N2＋3H2 2NH3
起始c(mol·L－1)： 0
變化c(mol·L－1)： 0.2 0.6
所以，v（N2）＝ ＝0．1mol·L－1·min－1
v（H2）＝ ＝0．3mol·L－1·min－1
v（NH3）＝ ＝0．2mol·L－1·min－1
v（N2）∶v（H2）∶v（NH3）＝0．1∶0．3∶0．2＝1∶3∶2
【答案】1∶3∶2
【例2】已知4NH3＋5O2 == 4NO＋6H2O 若反應速率分別用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)[mol/(L·min)]表示，則正確的是（ ）
A． B．
C． D．
【解析】鞏固化學反應速率的定義表示式，掌握其基本計算，並通過實例進一步理解：同一個化學反應用不同物質表示，其數值可能不同，但意義相同，其數值之比等於化學方程式中的計量系數之比。從化學計量數看，在相同條件下，v(H2O)>v(O2)>v(NH3)=v(NO)，所以只有D選項是正確的。
【答案】D
【例3】可逆反應A（g）+ 4B（g） C（g）+ D（g），在四種不同情況下的反應速率如下，其中反應進行得最快的是（ ）
A. vA==0.15mol/(L·min) B. vB==0.6 mol/(L·min)
C. vC==0.4 mol/(L·min) D.vD==0.01 mol/(L·s)
【解析】用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反應的快慢時，應選擇同一物質來比較。解決此題應注意將四種情況下的反應速率換算成同一種物質並統一單位來比較。答案選D。
【答案】D
［例4］某溫度時，在2 L容器中X、Y、Z三種物質的量隨時間的變化曲線如圖所示。由圖中數據分析，該反應的化學方程式為_________。反應開始至2 min，Z的平均反應速率為 。
【點撥】寫反應的化學方程式，關鍵是確定X、Y、Z之間誰是反應物、誰是生成物以及方程式中X、Y、Z三種物質的化學計量數。
【分析】由圖示可知X、Y、Z三種物質物質的量的變化量分別為：
Δn(X)=1.0 mol－0.7 mol=0.3 mol
Δn(Y)=1.0 mol－0.9 mol=0.1 mol
Δn(Z)=0.2 mol－0 mol=0.2 mol
故化學方程式中X、Y、Z三種物質的化學計量數之比為：
0.3 mol∶0.1 mol∶0.2 mol=3∶1∶2
因此，反應的化學方程式為3X+Y 2Z。
Z物質在2 min內的平均反應速率，可通過先求出Z物質的物質的量濃度的變化量，再根據反應速率的計算式(Δc/Δt)求解。綜合列式為：
(Z)= =0.05 mol·L－1·min－1。
【答案】 3X+Y 2Z 0.05 mol·L－1·min－1
（二）基礎練習
一、選擇題
1．下列關於化學反應速率的說法中，正確的是（ ） 【C】
A．化學反應速率通常表示一定時間內任何一種反應物物質的量的減少或任何一種生成物物質的量的增加
B．化學反應速率為0.8mol/（L·s）是指1秒鍾時某物質的濃度為0.8mol/L
C．根據化學反應速率的大小可以知道化學反應進行的快慢
D．對於任何化學反應來說，反應速率越快，反應現象就越明顯
2．在下列四種溶液中，分別加入少量固體二氧化錳，能產生氣體的是（ ）
A．3%H2O2溶液 B.1 mol / L NaOH溶液
C. 1 mol / L KClO3溶液 D. 1 mol / L鹽酸
3．在密閉容器中進行可逆反應，A與B反應生成C，其反應速率分別用vA、vB、vC〔mol／(L·s)〕表示， 且vA、vB、vC之間有以下關系：vB=3vA，vC=2vA，3vC＝2vB，則此反應表示為：（ ）
A．A(氣)＋B(氣) C(氣) B．2A(氣)＋2B(氣) 3C(氣)
C．3A(氣)＋B(氣) 2C(氣) D．A(氣)＋3B(氣) 2C(氣)
4．反應A（氣）+ 3B（氣）== 2C（氣）+ 2D（氣），在四種不同條件下的反應速率如下，其中表示反應最快的是（ ）
A、 = 0.15 mol / (L·min) B、 = 0.6 mol / (L·min)
C、 = 0.2 mol / (L·min) D、 = 0.01 mol / (L·min)
5．在密閉容器中充入N2和H2，合成NH3，到2秒末測得， (H2) ==0.45 mol / (L·s)，則2秒末NH3的濃度為（ ）
A. 0.5 mol / L B. 0.45 mol / L C. 0.6 mol / L D. 0.55 mol / L
6．已知反應A+3B==2C+D在某段時間內以A的濃度變化表示的化學反應速率為1mol/(L·min)，則此段時間內以C的濃度變化表示的化學反應速率為（ ）
A.0.5mol/(L·min) B.1 mol/(L·min) C.2 mol/(L·min) D.3 mol/(L·min)
7. 反應 剛開始時， 的濃度為 ， 的濃度 ， 後測得 濃度為 ，則此時間內，下列反應速率表示正確的是（ ）
A. B.
C. D.
8. 已知某反應的各物質濃度數據如下：
起始濃度（ ）
2s末濃度（ ）
據此可推算出上述方程式中各物質的計量數之比是（ ）
A. 9：3：4 B. 3：1：2 C. 2：1：3 D. 3：2：1
9. 將 和 放入10L真空容器內，某溫度下發生反應：
，在最初的0.2s內，消耗A的平均速率為 ，則在0.2s時，容器中C的物質的量是（ ）
A. B. C. D.
10. 在 的反應中，經過一段時間內， 的濃度增加了 ，在此段時間內用 表示的平均反應速率為 ，則所經過的時間是（ ）
A. B. C. D.
11. 一定溫度下，向一個容積為2L的真空密閉容器中（事先裝入催化劑）通入 和 ， 後測得密閉容器內的壓強是起始時的0.9倍，在此時間內 是（ ）
A. B.
C. D.
12．反應 2A == B + 3C，在20℃時進行， = 5 mol / (L。s)，已知每升溫10℃，該反應速率增大到原來的2倍，則當其它條件不變而溫度升到50℃時，反應速率 是
A.20 mol / (L。s) B.40 mol / (L。s) C.60 mol / (L。s) D.15 mol / (L。s)
13．在溫度不變，恆容的容器中進行反應H2 2H ，若反應物的濃度由0.1mol/L降到0.06mol/L需20s，那麼由0.06mol/L降到0.036mol/L所需的時間為 （ ）
A.等於10s B.等於12s C.大於12s D.小於12s
14.在一定條件下，可逆反應X(g)+3Y(g) Z(g)，反應終止時有37.5％的Y轉化為氣體Z，若X的轉化率為25％，起始時充入容器中X與Y的物質的量比是（ ）
A．1：3 B.2：3 C.3：1 D.1：2
15．在一密閉容器中，用等物質的量的A和B發生如下反應：
A（氣）+2B（氣） 2C（氣）反應達到平衡時，若混合氣體中A和B的物質的量之和與C的物質的量相等，則這時A的轉化率為( )
A.40% B.50% C.60% D.70%
16．將4 molA氣體和2 molB氣體在2 L的容器中混合並在一定條件下發生如下反應：2A（g）+ B（g） 2C（g） 。若經2 s後測得C的濃度為0.6 mol / L，現有下列幾種說法：
①用物質A表示的反應的平均速率為0.3 mol / (L·s)
②用物質B表示的反應的平均速率為0.6 mol / (L·s)
③2 s時物質A的轉化率為70%
④2 s時物質B的濃度為0.7 mol / L
其中正確的是（ ）
A. ①③ B. ①④ C. ②③ D. ③④
二、填空題
17．在2 L密閉容器中發生3A（g）+ B（g） 2C（g）的反應。若最初加入的A和B的物質的量都是4 mol ，A的平均反應速率是0.12 mol / (L。s)，則10 s後，容器中B的物質的量是_________mol。
18．某反應在催化劑的的作用下按以下兩步進行：第一步為X+Y=Z；第二步為Y+Z=M+N+X。此反應的總的化學方程式是 ，反應的催化劑是 。
19. 可逆反應： ，取 和 置於VL容器內。1分鍾後，測得容器內A的濃度為 ，這時B的濃度為________ ，C的濃度為_______ 。這段時間內反應的平均速率若以物質A的濃度變化來表示，應為___________。
20．在25℃時，向100 mL含氯化氫14.6 g的鹽酸溶液里放入5.6 g純鐵粉（不考慮反應前後溶液的體積變化），反應開始至2 min末，收集到1.12 L（標准狀況）H2 ，在此之後，又經過4 min鐵粉完全溶解。則：
（1）在前2 min內，用FeCl2 表示的平均反應速率是_________。
（2）在後4min內，用HCl表示的平均反應速率是_________。
（3）前2 min與後4 min相比，反應速率______較快。
三、計算題
21．將c摩爾HCl與d摩爾O2混合加到有催化劑的容器中，發生反應：4HCl（氣）＋O2（氣） 2H2O（氣）＋2Cl2（氣），當有e摩爾H2O生成時達到平衡。求此時Cl2的質量分數和體積分數。
（三）能力測試
1．實驗測得：若溫度每升高10℃，化學反應速率增加2～4倍。今有某反應在100℃時需0.2 s完成，當溫度變為30℃時，完成該反應最多需要( )
A. 54.6 min B. 25.6 s C. 0.0015 s D. 25.6 h
2．在碘化鉀和硫酸的混合溶液中加入過氧化氫水溶液，迅速發生反應，放出大量氣體，反應過程表示如下 ：
①H2O2+2KI+H2SO4==I2+K2SO4+2H2O；
②H2O2+I2==2HIO；
③H2O2+2HIO==I2+O2↑+2H2O
（1）H2O2在反應③中的作用是_________（填正確選項的標號）。
A．氧化劑 B.還原劑
C.既是氧化劑又是還原劑 D. 既不是氧化劑也不是還原劑
（2）有人認為上述反應說明了碘單質是過氧化氫分解的催化劑，你認為_______（填「對」或「不對」），其理由是_________________________________。
（3）上述反應說明H2O2、I2、HIO氧化性從強到弱的順序是_____________。
（4）已知H2O2+2KI I2+2KOH，試用H2O2、KI溶液、澱粉溶液、水等葯品，設計一個實驗來說明與一定量H2O2反應的KI溶液濃度越大，反應速率越快。
❹ 化學反應速率怎麼算，公式是什麼
1．化學反應速率
[化學反應速率的概念及其計算公式]
(1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有mol•L－1•min－1或mol•L－1•s－1
(2)計算公式：某物質X的化學反應速率：
注意
①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol•L－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol•L－1•s－1、mol•L－1•min－1或mol•L－1•h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性．
②對於某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對於下列反應：
mA
+
nB
＝
pC
+
qD
③化學反應速率不取負值而只取正值．
④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率．
表達式：△v（A）=△c(A)/△t
對於可逆反應：
mA(g)
+
nB(g)
=
pC(g)
+
qD(g)
(1)用各物質表示的反應速率之比等於化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數之比．即：
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
(2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數之比
(3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
阿伏加德羅定律及其三個重要推論：
①恆溫、恆容時：
Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比；
②恆溫、恆壓時：
即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比；
③恆溫、恆容時：
即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比．
❺ 反應速率常數是怎麼來的
幾乎都是實驗測定的，理論上可以推測，通過碰撞、過渡態等一些理論和量子力學、統計力學的方法。但是復雜體系幾乎不可能。這和平衡常數沒有任何關系，那是熱力學，而反應速率是動力學范疇。現在的分子反應動力學研究連最簡單的反應例如F+H還沒搞清楚呢，只是用理論計算來人為的模擬實驗結果
當然是實驗發現的，最早好像是1850年研究蔗糖水解反應時提出反應速率的概念，隨後十幾年才總結出反應速率的冪指數形式的質量作用定律，定律中的常數就是反應速率常數。後來一直到1900前經無數人的努力才基本完善。Ostwald和Arrhenius做出了很多貢獻。到此只是知道有這樣一個常數，也可以測量，為什麼會有這個常數只是定性給出了物理意義。後來隨著一些理論的建立和發展，主要就是碰撞、過渡態、量子力學、統計力學，才可以定量的給出理論解釋。
❻ 關於化學反應速率的2個問題。急！！
化學反應速率首先決定於化學反應的性質,這是影響反應速率的內因.
例如溶液中的離子反應通常較快,異相反應(氣-固反應,氣-液反應,不相
溶的液-液反應等)通常較慢;即便都是在溶液中進行,不同的反應,速率
也不相同,離子交換反應快,氧化還原反應相對較慢.對於給定的化學反應
來說,其反應速率還要受到反應進行時所處條件的影響,這些條件主要包括
濃度(或壓力),溫度和有無催化劑等.
5.3.1 濃度對反應速率的影響
眾所周知,燃料或鋼鐵在純氧中的氧化反應比在空氣中反應更劇烈,即
反應物氧氣的濃度增大,反應速率也增大.大量的實驗表明,化學反應速率
隨反應物濃度的增加而增大.那麼反應速率與反應物濃度之間到底有沒有定
量關系呢 又有怎樣的定量關系呢
1.反應機理(reaction mechanism)的概念
5.3 影響反應速率的外界因素 ·199·
很多化學反應不是一步就完成的,因此在研究化學反應速率時,常常需
要了解反應機理又稱反應歷程(reaction path),即需要了解在化學反應過程
中從反應物變為生成物所經歷的具體途徑.
例如人們熟知的化學反應:
Br2 (g) + H2 (g) → 2 HBr (g)
此反應式表示的是一個宏觀的總反應.實際上,該反應並不是一步完成的,
而是經歷了如下五個步驟:
(1) Br2 → 2 Br
(2) Br + H2 → HBr + H
(3) H + Br2 → HBr + Br
(4) H + HBr → H2 + Br
(5) Br + Br → Br2
上述五個步驟的每一步的生成物都是由反應物一步就直接轉化而成的.這種
由反應物分子(或離子,原子,自由基等)直接作用而生成產物的反應稱為
元反應(elementary reaction).由1個元反應組成的總反應稱為簡單反應,
如2NO2 → 2NO + O2是簡單反應;由2個或2個以上元反應所組成的總反應
稱為復雜反應,如上述溴和氫氣的反應是由5個元反應所組成的復雜反應.
2.質量作用定律和速率方程(mass action law & rate equation)
經驗告訴我們,當反應物濃度小時,反應進行得慢,而當反應物濃度增
大時,反應速率一般都要加快.研究濃度對反應速率的影響的方法之一是:
在保持其它反應物濃度不變的情況下,測定某個反應物濃度與初速率(t=0
時的反應速率)的函數關系.比如對於下列反應:
aA + bB → gG + dD
首先,假定其速率方程式(表示反應速率與反應物濃度之間關系的式
子)為
y
B
x
Ackcv= (5-3)
式中,k稱為速率常數(rate constant).x和y分別叫做反應物A和B的反
應級數(reaction order),x+y是該化學反應的級數.x+y等於幾,則該反應
就是幾級反應.
·200· 第5章 化學反應速率
第二步,在保持反應物A的濃度不變的情況下改變反應物B的濃度進而
求出y,比如,當B的濃度增加到原來的n倍時,如果反應速率v也增加到
原來的n倍,則y=1,若增加到原來的n2倍,則y=2;同理,在保持B的濃
度不變的情況下改變A的濃度可求出x.如此便可求出反應的速率方程.
人類在很早的時候就開始研究濃度與反應速率的關系,1864年挪威的C
·M·古爾德貝格(C.M.Guldberg,1836~1902)和P·瓦格(P.Waage,
1833~1900)便總結出:在給定溫度下,反應速率與反應物濃度(以計量系
數為指數)的乘積成正比,這個定量關系叫做質量作用定律.1888年奧斯特
瓦爾德(F.W.Ostwald,1853~1932)提出稀釋定律,最先將質量作用定律應
用於電離上,在歷史上起了重要作用.後來的大量實驗證明,質量作用定律
只適用於元反應.也就是說,對於元反應或只包含1個元反應的簡單反應,
可根據反應的方程式直接寫出它的速率方程.例如下列反應
a A + b B → g G + d D
如果該反應是元反應,則它的速率方程就可以寫成
b
B
a
Ackcv=
值得注意的是:如果通過上述實驗方法求出的x和y恰好分別等於反應
物A和B的計量系數,也不能就此說明該反應一定是元反應.
對於復雜反應,除了根據上述實驗方法求取速率方程外,如果已知反應
機理,也可通過理論推導得到速率方程.如:已知反應
I2 + H2 → 2HI
是經由下列兩個元反應完成的:
(1) I2 → 2I (快)
(2) 2I + H2 → 2HI (慢)
第一步是快反應,很快達到平衡,此時
1
2
2
k
c
c
c
c
I
I
=
θ
θ
省去cΘ得,
21
2
IIckc= (1k是個常數)
第二步是各步反應中最慢的一步,稱為速率控制步驟(rate determining
5.3 影響反應速率的外界因素 ·201·
step)或稱為速率控制反應(rate determining reaction),它決定了整個反
應的速率,所以
2
22IHcckv=
將
21
2
IIckc=代入,並將2個常數合並,則
22IHckcv=
不管通過哪種形式得到的速率方程,均可用以了解在給定條件下該反應
在任意反應物濃度下的反應速率.這里強調在給定條件下,就是因為當條件
改變時,速率方程可能發生變化,原因是:速率常數可能發生變化,甚至可
能因反應機理改變而導致反應物濃度的指數發生變化.
絕大多數的化學反應都不是一步就完成的,而是復雜反應,相應的反應
級數可以是整數,也可以是分數或小數.對於零級反應(zero order
reaction),其反應速率與反應物濃度的零次方成正比,也就是說,速率是
一個常數.許多發生在固體表面的反應是零級的,如氧化亞氮在細顆粒金錶
面的熱分解就是一實例:
)()()(gOgNgONAu
2222
1
+ →
=v0)(
2ONck=k (5-4)
和任何的零級反應一樣,N2O的分解以勻速進行,即任一反應物在單位時間
內濃度的減少值是個常數.一般地,假如某反應物起始 (t=0) 時的濃度為
c0,反應時間t時的濃度為c,則
c = c0 - k t (5-5)
其中k為該反應物單位時間內濃度的減少值.
絕大多數的反應並不是零級的,它們的反應速率隨反應物濃度的變化而
變化,其中一級反應(first order reaction)極為常見,典型的例子是五氧化二
氮的分解:
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
速率方程為
52oNkcv=,67℃時,此反應的速率常數1min35.0 =k.
一級反應的速率方程可用一般式表示為:
kcv= (5-6)
如果反應開始(t=0)時的濃度為c0,反應進行到任一時刻t時的濃度為c,則
·202· 第5章 化學反應速率
v= dt/dcvB
1 =ck'或cdc/ =kt,積分
∫∫=
c
c
t
kdt
c
dc
00
kt
c
c
lno= (5-7)
反應物濃度由0c消耗到02
1cc=所需要的反應時間稱為半衰期(half-
life),以t
2
1表示.由上式可得
kk
t
693202
2
1
.ln
== (5-8)
可以看出,一級反應的半衰期與反應物的起始濃度0c無關.例如濃度從
0c降到0c/2,或從0c/2降到0c/4,以及從0c/4降到0c/8等等,所需時間都
相同,均為t
2
1.這是一級反應的一個特徵,所以半衰期只在一級反應中較常
使用.也正因為一級反應的半衰期與反應物的起始濃度無關,所以可從半衰
期的大小直接看出反應的快慢.放射性同位素的衰變反應多為一級反應,通
常用半衰期來表示它的衰變速率,而不是用速率常數.
【例5.1】有一化學反應:a A + b B = C,在298.15K時,將A,B溶液按
不同濃度混合反應,得到以下實驗數據:
A的起始濃度/mol·dm-3 B的起始濃度/mol·dm-3 初速率/ mol·dm-3·s-1
1.0 1.0 1.2×10-2
2.0 1.0 2.3×10-2
4.0 1.0 4.8×10-2
1.0 1.0 1.2×10-2
1.0 2.0 4.8×10-2
1.0 4.0 1.9×10-1
求該反應的速率方程式和速率常數.
解:反應的速率方程式可寫為:
n
B
m
Ackcv =,分析實驗數據,找出
m,n值.前面3次實驗,B的濃度保持不變,而改變A的濃度.當A的濃
度增大為原來的x倍時,反應速率也增加為原來的x倍,從實驗結果中看
出,反應速率與A的濃度成正比,即m=1.後面3次實驗保持A的濃度不變
而改變B的濃度,當B的濃度增大為原來的x倍時,反應速率增大為原來的
x2倍,說明反應速率與B濃度的平方成正比,n=2.因此該反應的速率方程
5.3 影響反應速率的外界因素 ·203·
式為 2
BAckcv =,它是一個3級反應.代入任一組數據,即可求出速率常
數.
1262126
2
2
1021
11
1021
×=
×
×
=smoldm.smoldm
.
k
則該反應的速率方程為
221021BAccv ×=.
例5.2 298.15K時N2O5(g)分解作用半衰期為5小時42分,此值與N2O5
的起始壓力無關.試求:(1)速率常數.(2)作用完成90%所需的時間
(以小時為單位).
解:(1)因為半衰期與起始壓力無關. 所以是一級反應.
kt
c
c
=0ln.根據式(5-8)得:
)(.
.
..
/
1
21
1220
75
6932069320 ===h
t
k
(2) 根據式(5-7)得
t1220
10
1
.
.
ln=
∴ t = 18.9 (h)
5.3.2 溫度對反應速率的影響
大多數化學反應的反應速率隨著溫度的升高而加快.這是因為溫度升高
時,反應體系中活化分子的百分數增加,導致有效碰撞的次數增加的緣故.
將食物貯存在冰箱里,就是為了降低反應速率,防止食物腐敗.氫氣和氧氣
在室溫下作用極慢,以致幾年都觀察不出反應的發生,但如果溫度升高到
873K,則立即發生劇烈反應,甚至發生爆炸.
1884年,范特霍夫根據溫度對反應速率影響的實驗,歸納得到一近似規
則:溫度每升高10K,一般反應的速率大約增加2~4倍,這個規則稱為范特
霍夫規則.
范特霍夫規則只能粗略估計溫度對反應速率的影響,而不能說明為什麼
升高同樣的溫度,不同的反應,其反應速率增大的程度卻不同.也是在1887
年阿侖尼烏斯總結出另一個經驗公式:
·204· 第5章 化學反應速率
RT
Ea
Aek
= (5-9)
式中 aE——反應的活化能;
R——摩爾氣體常數;
T——絕對溫度;
A——指前因子(pre-exponential factor)或稱為頻率因子(frequency
factor),是反應的特徵常數,其數值與反應物分子間的碰撞有
關而與濃度無關,與反應溫度關系不大.
從上式可以看出,速率常數與反應的活化能及反應溫度有關.將上式改
寫成對數形式:
RT
E
Alnklna = (5-10)
顯然,lnk與溫度的倒數1/T之間為線性關系.若以lnk為縱坐標,以1/T
為橫坐標作圖,可得一直線,該直線的斜率為-Ea/R,直線在縱軸上的截距
即為lnA.由此就可以求出反應的活化能Ea和指前因子A.
例如下列HI(g)的生成反應和N2O5(g)的分解反應在不同溫度下的速率常
數如下表
表5-1 不同溫度下 HI(g)生成反應和N2O5(g)分解反應的速率常數
H2(g) + I2(g)2HI(g) N2O5(g) 2NO2(g) + 1/2O2
溫度T/K速率常數k/ mol-1·dm3·s-1溫度T/K速率常數k/s-1
556 4.45×10-5 273 7.87×10-7
575 1.37×10-4 293 1.76×10-5
629 2.52×10-3 298 3.38×10-5
666 1.41×10-2 308 1.35×10-4
700 6.43×10-2 318 4.98×10-4
781 1.35 328 0.0015
注:HI 的生成反應為 2 級反應,速率常數k的單位為 mol-1·dm3·s-1;N2O5的分解反
應是1級反應,故速率常數k的單位為s-1.
將HI的生成反應的lnk對1/T作圖(圖5-2)
由圖可以求出斜率
K
R
Ea20000
0014000180
210
=
=
..
)(
111128166166280200003148 = = × =molkJmolJKKmolJEa.)(.
5.3 影響反應速率的外界因素 ·205·
然後將aE值及圖中任意一組lnk~1/T數值代入式(5-10)中,如將 T=666K,
k=1.41×10-2mol-1·dm3·s-1及上面求得的aE值代入即可求得A:
666
20000
104112
×= = .ln
RT
E
klnAlna
lnA=25.768
A=1.553×1011 mol-1·dm3·s-1
實際上,當實驗數據比較少時,也可以不必作圖,而採取直接計演算法進
行求算.只要測定溫度T1,T2時的速率常數k1,k2,即可計算出反應的活化
能;或者已知活化能和一定溫度(T1)下的反應速率常數k1,即可求出另一
溫度(T2)下的速率常數k2來.
溫度為T1時:
1
1
1
TR
E
Alnklna =
溫度為T1時:
2
2
1
TR
E
Alnklna =
兩式相減得: )
TT
TT
(
R
E
k
k
lna
21
12
1
2
= (5-11)
因為在濃度不變的情況下,反應速率與速率常數成正比.若假設溫度為
T1時,反應的速率常數和反應速率分別為k1和v1;溫度為T2時,反應的速
率常數和反應速率分別為k2和v2,則
圖 5-2 HI(g)生成反應lnk與1/T關系圖
-12
-10
-8
-6
-4
-2
0
2
0.0012 0.0014 0.0016 0.0018 0.002
1/(T/K)
ln(k/mol
-1
.dm
3
.s
-1
)
·206· 第5章 化學反應速率
1
2
1
2
1
2
k
k
cck
cck
v
v
y
B
x
A
y
B
x
A=
=
所以:
)(lnln
21
12
1
2
1
2
TT
TT
R
E
k
k
v
va
== (5-12)
通過以上討論,可以得出結論:
(1)對於特定的化學反應而言,在濃度一定的情況下,反應速率取決
於反應的速率常數k,後者又與溫度和反應的活化能有關.
(2)一般說來,活化能Ea為正值,所以,同一個化學反應,升高溫
度,反應的速率常數k增大(這與升高溫度,對吸熱反應化學反應的平衡常
數增大,放熱反應平衡常數減小不同) ,反應速率加快.
(3)由於不同的化學反應的活化能Ea不同,所以升高相同的溫度,對
不同的化學反應,反應速率增大的程度不同, 活化能Ea大的,反應速率增
加的倍數比活化能小的化學反應的速率增加的倍數要大,即升高溫度將使活
化能大的化學反應的速率升高得更明顯.
(4)在相同的溫度下,根據式(5-9)或式(5-10),對指前因子A相
近的化學反應來說,活化能Ea值越大,其速率常數k值越小,反應速率越
小;反之,Ea值越小者,反應速率越大.如某反應活化能降低10kJ·mol-1,
則其速率可增加50倍.
一般化學反應的活化能Ea大約在42~420 kJ·mol-1之間,而大多數化學
反應是在62~250 kJ·mol-1之間.當活化能小於42 kJ·mol-1時,反應的速率
很快,甚至不能用一般方法測定,如中和反應等;當活化能大於420
kJ·mol-1時,反應的速率將非常慢.
(5)對於可逆反應而言,溫度對正逆反應影響是一致的,只不過變化
幅度不同.
【例5.3】338K時N2O5氣相分解反應的速率常數為0.292min-1,活化能為
103.3 kJ·mol-1,求353 K時的速率常數k及半衰期t
2
1.
分析:由公式(5-11)可求得353K時的速率常數k.另外,由速率常數
5.3 影響反應速率的外界因素 ·207·
的單位為min-1,可知該反應為一級反應,代入一級反應的半衰期公式
t
2
1=0.693/k可求得353K溫度下的半衰期.
解:(1) 求353K時的速率常數
T1=338K,T2=353 K,k1=0.292 min-1,Ea=103.3 kJ·mol-1
根據公式代入實驗值,
)
353338
338353
(
314.8
103.103
292.0
ln
3
2
×
×
=
k
解得 k2=1.392 min-1
(2)求反應在353 K時的半衰期t
2
1
根據公式t
2
1=0.6932/k代入k2=1.392min-1,
解得 t
2
1=0.498min
5.3.3 催化劑對反應速率的影響
人們很早就知道在反應體系中引入某種物質便能加快反應速率而自身並
不在反應中消耗.讓我們簡單回顧一下催化劑的研究歷史:
1833年英國的法拉第提出固體表面吸附是加速化學反應的原因,這是催
化作用研究的萌芽,1835年瑞典的柏齊力阿斯(J.J.Berzelius,1779~1848)
提出化學反應中的催化和催化劑概念,證實催化現象在化學反應中是非常普
遍的.1850年法國的威爾漢密在研究蔗糖的轉化時採用了酸催化.1875年德
國的文克勒(C.Winkler,1838~1904)用鉑石棉催化製造硫酸,為硫酸接觸
法的工業化奠定技術基礎.
被認為是現代物理化學之父的德國化學家奧斯特瓦爾德通過對各種強酸
對酯類水解的反應和醣的轉化反應速率的加快現象發現了氫離子的催化作
用.他還從多方面研究了催化過程.1894年他撰文指出:吉布斯的理論使得
有必要假設催化劑加速了物質的反應而不改變物質內部的能量關系,1901 年
奧斯特瓦爾德提出催化劑是改變化學反應速率的物質,而不出現在最終產物
中,提出關於催化劑的現代觀點,並指明催化劑在理論和實踐中的重要性.
他深入研究了催化機理,由於在催化研究,化學平衡和化學反應速率方面的
卓越貢獻,他獲得了1909年諾貝爾化學獎.
·208· 第5章 化學反應速率
1900 年美籍俄國科學家岡伯格(M.Gomberg,1866~1947),從分子量
測定首次發現自由基三苯甲烷(自由基是電子處於激發狀態的分子或分子碎
片,化學性質活潑).1904 年英國科學家哈頓(A.Harden,1865~1940),
分解得到非蛋白質小分子"輔酶",這是酶催化不可缺少的物質.1922 年丹麥
的布朗斯特提出所有催化過程形成臨界絡合物,由絡合物的形成和分解決定
反應的速率,並推得反應方程式.1954 年,蘇聯化學動力學大師謝苗諾夫
(H.H.Ceмeнов,1896~1986)提出多相催化的鏈反應理論.
催化劑(catalyst)的現代表述為:能夠改變化學反應速率,而本身的組
成,質量和化學性質在反應前後保持不變的物質.按照催化劑與反應物的聚
集狀態和相溶性,可將催化劑的催化過程分為均相催化(homogeneous
catalysis)和多相催化(heterogeneous catalysis).
均相催化是指催化劑和反應物在同一個相中,有氣相和液相催化.如前
述酯和蔗糖在酸的催化下進行的反應.均相催化的反應速率不僅與反應物的
濃度有關,還與催化劑的濃度有關.
多相催化反應主要是液體反應物或氣體反應物在固體催化劑表面進行的
反應,其中以氣體在固體催化劑表面的反應較常見.多相催化劑的活性與其
組成,結構和狀態密切相關.一般說來,催化劑的粒子越細或表面積越大,
表面缺陷越多,其催化活性越好.多相催化劑可連續進行催化;產物易於分
離,使用溫度范圍寬,故許多工業反應都採用多相催化,或將均相催化劑負
載於多孔的載體上,如將酶負載於若干不溶性載體上,獲得固定化酶,應用
很廣.
在影響反應速率的主要外界因素中,催化劑的作用要比濃度(包括氣體
反應物的分壓),溫度顯著得多.
為什麼催化劑能提高反應速率呢 研究表明,催化劑能降低反應的活化
能.如圖5-3,在沒有催化劑時,反應物分子必須越過一個能壘,到達"山
頂"——過渡態.活化能由使用催化劑前的Ea,正 =E3-E1改變為使用催化劑
後的Ea,正=E4-E1,所要越過的能壘降低了.顯然,跨越的能壘越小,即活
化能越低,分子活化越容易,反應速率也就越快.使用催化劑後,活化能實
際降低了
5.3 影響反應速率的外界因素 ·209·
△Ea,正 =(E3-E1)-(E4-E1)=3E-4E
當然,逆反應的活化能也相應地由使用催化劑前的Ea,逆 = E3-E2改變為
使用後的Ea,逆 =E4-E2,活化能降低值
△Ea,逆 =(E3-E2)-(E4-E2)=E3-E4
可見催化劑的使用同等程度地降低了正逆反應的活化能.也就是說,使用催
化劑後,正逆反應的速率都得到了提高,不過提高的倍數不相等.
在理解催化劑與反應速率的關系時,應注意以下幾點:
(1)催化劑提高反應速率是通過降低反應的活化能來實現的.催化劑
可以參加化學反應,並改變原來的反應途徑.催化劑在參與化學反應時,先
生成中間化合物,而這種中間化合物通過兩種途徑重新產生出催化劑並形成
產物:
① A + C → AC → D + F + C
② A + C → AC
AC + B → AB + C
其中,C為催化劑;A,B為反應物;D,F,AB為生成物.例如,合成氨在
800.15K的反應,無催化劑時活化能Ea =335kJ·mol-1,當用鐵作催化劑時,其
反應機理及活化能如下:
第一步 N2 + 2Fe → 2N…Fe Ea =126~167kJ·mol-1
第二步 2N…Fe + 3/2 H2 → NH3 + Fe Ea =12.6 kJ·mol-1
表5-2給出了部分反應在使用催化劑前後的活化能數值的比較,從表中
可以看出,催化反應的活化能一般比非催化反應的活化能降低約80 kJ · mol -1左
·210· 第5章 化學反應速率
右.
表5-2 催化和非催化反應的活化能數值比較
(2) 在反應速率方程式中,催化劑對反應速率的影響體現在反應速率
常數(k)內.對於確定的反應而言,反應溫度一定時,採用不同的催化劑
一般有不同的k值.
(3)如前所述,對同一可逆反應來說,催化劑等值地降低了正,逆反
應的活化能,即對正,逆反應的速率都有加快的作用.
(4)催化劑具有選擇性.不同類型的化學反應需要不同的催化劑;對於
同樣的反應物,即使在其它條件相同或相近的情況下,選用不同的催化劑,
反應速率可能是不同的(見上表),甚至得到不同的產物.例如乙醇的分解
反應有以下幾種情況:
(5)催化劑不能改變體系的熱力學性質.催化劑可以縮短到達平衡所需
要的時間,但不能改變反應的方向以及反應進行的程度——平衡的位置,也
就是說不能改變反應的平衡常數;催化劑也不能改變反應的熱效應,因為在
等溫,等容及不做非體積功的情況下,反應的熱效應等於體系的內能變,即
QV,正 =△U,而內能是狀態函數,內能變只與體系的始終態有關,與過程經歷
的路徑無關,由圖5-3可看出
QV,正 =△U = Ea,正 - Ea,逆
反 應
Ea(非催化)
kJ·mol-1
催化劑
Ea(催化)
kJ·mol-1
Au 104.6
2HI → H2 + I2 184.1
Pt 58.58
W 163.2
2NH3 → N2 +3H2 326.4
Fe 159~176
O2 + 2SO2 → 2SO3 251.04 Pt 62.7
C2H5OH
Cu,200~250℃CHCHO+H2
ZnO·Cr2O3,400~450℃
CH2=CH—CH=CH2
+H2O+H2
Al2O3,350~360℃
C2H4
+H2O
Al2O3, 140℃
C2H5OC2H5+H2O
5.3 影響反應速率的外界因素 ·211·
使用催化劑前後,熱效應均等於E2 -E1 .
(6)催化劑有正,負之分.能加快反應速率的稱為正催化劑;能減慢
反應速率的稱為負催化劑.例如合成氨生產中使用的鐵觸媒,硫酸生產中使
用的V2O5,以及促進生物體化學反應的各種酶(澱粉酶,蛋白酶,脂肪酶
等)均為正催化劑;減緩金屬腐蝕的緩蝕劑,防止橡膠,塑料老化的防老化
劑等均為負催化劑.通常所說的催化劑一般是指正催化劑.
5.3.4 影響多相反應速率的因素
多相反應(heterogeneous reaction)包括氣-固反應,液-固反應,固-固
反應以及液-液反應等.在工程上實際所遇到的許多化學反應是多相反應,
如固體和液體燃料的燃燒,金屬的氧化或腐蝕,金屬在酸中的溶解,水泥和
玻璃的製造等.多相反應多數是在相的界面上進行的,只有少數多相反應主
要發生在不同的相中.所以多相反應多由擴散,吸附和化學反應等步驟組
成.如固體表面上進行的氣體反應,一般說可以分為下列幾步:①氣體分子
擴散到固體表面;②氣體分子被吸附在固體表面;③被吸附物質在固體表面
進行化學反應;④生成物從固體表面脫附(解吸);⑤生成物通過擴散離開
固體表面.
由此可見,多相反應的反應速率除與濃度(壓力),溫度和催化劑有關
外,還與相界面(接觸面積)大小,界面的物理和化學性質以及有無新的相
產生等因素有關.
反應物的量一定時,若固體反應物粉碎度,液體反應物分散度越高,反
應粒子越小,反應物表面積越大,有效碰撞機會越多,則反應速率越大.例
如刨花比木柴易於燃燒,鋅粉與鹽酸的反應比鋅粒與鹽酸的反應要快得多.
因此,在生產中常把固體反應物粉碎成小顆粒或磨成細粉,拌勻,再進行反
應;將液體反應物噴淋,霧化,使其與氣態反應物充分混合,接觸,或將不
互溶的液態反應物乳化成乳液來增大相與相之間的接觸面,以提高反應速
率.在多相反應中,接觸面增大,會使反應速率顯著增加.因此對於一些破
壞性的反應,例如麵粉廠中易發生的"塵炸"反應(大量飄逸在廠房內的面
·212· 第5章 化學反應速率
粉小顆粒與空氣高度混合,遇火燃燒,爆炸),則務必要在車間安裝防塵,
防火,防爆裝置.紡織廠的細纖維,煤礦中的"粉塵"等與空氣混合,超過
安全系數時也會迅速氧化而燃燒,甚至引起爆炸事故,應當特別注意通風和
防火.
此外,多相反應速率還受擴散作用的影響.擴散可以使還沒有起作用的
反應物不斷地進入相界面,同時使生成物不斷地離開界面擴散出去,從而增
大反應速率.以氣-固反應為例,煤在燃燒時,鼓風可使氧氣不斷靠近煤的
表面,同時使生成的二氧化碳不斷從煤的表面離去,而使爐火燒得更旺.
液-固反應也常用攪拌來促進擴散,提高反應速率(攪拌在工業生產中還同
時起促進傳熱的作用).溶液中進行的反應有時還用振盪的方法促進擴散.
綜上所述,除了化學反應的本性外,反應物的濃度及表面積的大小,擴
散速率,反應壓力及溫度,尤其是催化劑,都有可能影響反應速率.此外,可能影響某些化學反應的反應速率.
超聲波,激光以及高能射線的作用,也
❼ 如何求化學反應速率
求化學反應速率的方法就是一個公式：
化學反應速率=參與反應的物質的量/(容器體積*反應時間)
在一個化學方程式中,各物質的化學反應速率之比等於方程式中各物質前面的系數之比.
❽ 化學反應速率是怎樣定義的
化學反應速率就是化學反應進行的快慢程度（平均反應速率），用單位時間內反應物或生成物的物質的量來表示。在容積不變的反應容器中，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。如時間用S，則化學反應速率的單位是mol·L-1·s-1。
❾ 化學反應速率三段式具體方法
一、化學反應速率
1、定義：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
表達式：v = △c/△t
濃度常用單位：mol/L
時間常用單位：s 、 min、h
化學反應速率常用單位:mol/(L·s) mol·L-1·s-1或者mol/(L·min) mol·L-1·min-1
2、理解化學反應速率需要注意以下幾點：
（1）、通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，所以反應速率是正值。
（2）、濃度指溶液或氣體的，固體、純液體無濃度可言。(因為純固體和液體的濃度是恆定不變的
（3）、中學階段的化學反應速率是平均速率。
那怎麼求化學反應速率呢？---三段
例題：在2L的密閉容器中，加入1molN2和3molH2，發生 N2+3H2 = 2NH3 ，在2s末時，測得容器中含有0.4mol的NH3，求該反應的化學反應速率。
三段式法求化學反應速率
三段式解決速率和平衡問題解題模式
①從上到下依次：起始量、變化量、某時刻量；②物理量可以是物質的量也可以是物質的量濃度，但必須一致，不可混用；③（物質的量或者物質的量濃度）變化量之比 = 計量系數比；④某時刻反應物量 = 起始量 - 變化量某時刻產物的量 = 起始量 + 變化量。
3、求算化學反應速率時應注意：
①一個化學反應涉及反應物生成物多種物質時，表示化學反應速率時必須指明用哪種物質做標准。
②用不同的物質表示同一反應的反應速率時，反應速率的數值之比等於化學方程式中各物質的計量數之比。
即對於反應： aA + bB = cC + dD
vA : vB : vC : vD = a : b : c : d
③ 同一反應的反應速率用不同的物質表示時，其數值可能不同，但所表示的意義是相同的。
④一般來說,化學反應速率隨反應的進行而逐漸減慢.
⑤某一段時間內的反應速率,是平均速率,而不是指瞬時速率.
⑥化學反應速率一般不能用固體或純液體表示。