普通化學、 14.化學動力學

  14.化學動力學

 ln=2.3*logn (尤拉數)   A0=初始濃度 t1/2=半生期

起始反應速率 R       可能給R反推k

aA + bB → cC +dD     R=k*[A]^m*[B]^n       基本反應時m=a、n=b，

        k=反應速率常數，

                *反應式固體s與液體l不計入平衡常數  CaCO3→CaO + CO2  K=[CO2]

零級反應：反應速率和A無關，固定時間少固定量              K=平衡常數
                 微分式：R=k； K=[A]^0=K  、 積分式： A=A0- zkt ；t1/2=[A0]/2K

一級反應：反應速率和A濃度正比，固定時間少固定比例 
                 微分式：R=k[A]； K=[A]^1、ln(A)=ln(A0) – kt；ln(A0/A)=kt；

                                                       半生期與濃度無關：t1/2=0.693/K

                簡易判斷：濃度加倍時，半衰時間減半為一級

                

二級反應：反應速率和A濃度平方正比
                微分式：R=k[A]^2；   K=[A]^2  、1/A=1/A0+kt  ；t1/2=1/k[A0]

                簡易判斷：過1單位時間半衰，又過2單位(第3單位)時間再半衰

                                  又過4單位(第7單位)時間再半衰為二級

混合反應： 反應速率和A、B濃度正比K=A*B   …A、B、C

                        Ln2=一級反應半生期=0.693

零級K= M*S  一級K=1/S 二級k=L/mol * 1/min    斜率=K

多重反應> 最慢=速率決定步驟   2A + B =2C  生成速率如=RDS = K*A^2*B^1  

活化能Ea計算  ln(K1/K2) = -Ea/8.314 *(1/T1 – 1/T2)      logK對 1/T 斜率=直線= - Ea/R

臭氧K=O3^2 /O2   

影響速率因素：

濃度：只改變反應速率R，R=k*[A]^m*[B]^n  ，如金屬表面則視為零級反應

溫度：改變反應速率R、反應速率常數k、平衡常數K；不改變活化能

催化劑 (反應前後不變) ：降活化能、改變反應速率與反應速率常數；不影響反應熱與平衡常數

面積增加(分子大小)， 碰撞機率up ~活化能  反應後能量降低 = 放熱

溫度與體積改變 = 反應速率改變  *只加鈍氣改壓力則不變

反應速率：無電子轉移，無打斷化學鍵反應較快 

酸鹼中和 > 錯離子生成 >沉澱 > 氧化還原 > 常溫燃燒反應

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