無機及分析化學第二章第二章

化學反應的一般原理

TheGeneralPrincipleofChemicalReaction2.1

基本概念2.2

熱化學2.3

化學反應的方向與限度2.4

化學平衡2.5

化學反應速率1無機及分析化學第二章1、理解反應進度、系統(tǒng)與環(huán)境、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)的概念；2、掌握熱與功的概念和計算，掌握熱力學第一定律的概念；3、掌握的概念及有關計算和應用學習要點2無機及分析化學第二章4、掌握標準平衡常數(shù)

的概念及表達式的書寫；掌握與的關系及有關計算；5、了解反應速率、基元反應、反應級數(shù)的概念；理解活化分子、活化能、催倫劑的概念；了解影響反應速率的因素及其應用。3無機及分析化學第二章前言化學反應中常涉及到的兩個問題:化學反應進行的方向、程度以及反應過程中的能量變化關系化學反應進行的快慢即化學反應的速率問題可能性現(xiàn)實性化學熱力學化學動力學4無機及分析化學第二章化學熱力學化學動力學化學熱力學初步化學反應速率化學反應平衡5無機及分析化學第二章2.1

基本概念和術語1.化學反應進度2.系統(tǒng)和環(huán)境3.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)4.過程與途徑5.熱和功6.熱力學能7.熱力學第一定律6無機及分析化學第二章

注意：反應物的化學計量數(shù)為負值生成物的化學計量數(shù)為正值1.化學反應計量方程式

對任一已配平的化學反應方程式有：2.2.1化學反應進度物質B的化學計量數(shù)，量綱為一7無機及分析化學第二章如反應：其化學計量數(shù)分別為：如反應：其化學計量數(shù)分別為：8無機及分析化學第二章2.

化學反應進度

[ksi]表示化學反應進行的程度的物理量，單位mol。9無機及分析化學第二章a.無論以反應物或生成物表示反應進度，其值均相同。如10無機及分析化學第二章b.反應進度的物理意義表明：每消耗掉amol物質A的同時，也消耗掉bmol

的物質B，并生成gmol的物質G和dmol物質D11無機及分析化學第二章c.反應進度與化學反應計量方程式的寫法有關如12無機及分析化學第二章系統(tǒng)：熱力學中所研究的對象環(huán)境：系統(tǒng)以外與系統(tǒng)密切相關的其它物質和空間有物質和能量交換根據(jù)環(huán)境與系統(tǒng)間有無能量與物質的交換分類敞開系統(tǒng)有能量但無物質交換無能量也無物質交換封閉系統(tǒng)隔離系統(tǒng)2.1.2

系統(tǒng)和環(huán)境13無機及分析化學第二章狀態(tài)：由一系列表征系統(tǒng)性質的宏觀物理量（如壓力、溫度、密度、體積等）所確定下來的系統(tǒng)的存在形式。PVnT均為狀態(tài)函數(shù)

狀態(tài)函數(shù)：藉以確定系統(tǒng)狀態(tài)的宏觀物理量。2.1.3

狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

14無機及分析化學第二章狀態(tài)函數(shù)具有以下性質：Q和W不是狀態(tài)函數(shù)!(1)

狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)一定，狀態(tài)變則狀態(tài)函數(shù)隨之改變。(2)狀態(tài)函數(shù)變化只與系統(tǒng)的終始態(tài)有關，而與變化的具體途徑無關。15無機及分析化學第二章三種過程：恒溫過程、恒容過程和恒壓過程恒溫過程恒容過程恒壓過程2.1.4過程與途徑

16無機及分析化學第二章

系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)的變化過程可以采取不同的方式，每一種方式就稱為一種途徑。狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于終始態(tài)而與途徑無關17無機及分析化學第二章

熱和功是系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生變化時與環(huán)境之間的兩種能量交換形式，J或kJ。

系統(tǒng)環(huán)境QW封閉體系2.1.5熱和功18無機及分析化學第二章熱：系統(tǒng)與環(huán)境之間因存在溫度差異而發(fā)生的能量交換形式叫作熱，用Q來表示。功：除熱以外的其他各種能量交換形式叫功，用W

來表示。19無機及分析化學第二章熱力學中對Q和W的符號的規(guī)定如下：(1)系統(tǒng)向環(huán)境吸熱，Q取正值（Q>0，系統(tǒng)能量升高）；系統(tǒng)向環(huán)境放熱，Q取負值（Q<0，系統(tǒng)能量下降）(2)環(huán)境對系統(tǒng)做功，功取正值（W>0，系統(tǒng)能量升高）；系統(tǒng)對環(huán)境做功，功取負值（W<0，系統(tǒng)能量降低）20無機及分析化學第二章熱力學能：即內(nèi)能，系統(tǒng)內(nèi)部各種形式能量的總和，包括系統(tǒng)中分子的平動能、轉動能、振動能、電子運動和原子核內(nèi)的能量以及系統(tǒng)內(nèi)部分子與分子間的相互作用的位能等。用符號U表示，單位J或kJ。在實際化學過程中，U的絕對值不可能得到!

2.1.6

熱力學能與熱力學第一定律21無機及分析化學第二章

在隔離系統(tǒng)中，能的形式可以相互轉化，但不會憑空產(chǎn)生，也不會自行消失。若把隔離系統(tǒng)分成系統(tǒng)與環(huán)境兩部分，系統(tǒng)熱力學能的改變值U等于系統(tǒng)與環(huán)境之間的能量傳遞。熱力學第一定律：22無機及分析化學第二章解：23無機及分析化學第二章

化學反應過程中總是伴有熱量的吸收和放出，熱化學就是把熱力學理論與方法應用于化學反應中，計算與研究化學反應的熱量及變化規(guī)律的學科。2.2熱化學24無機及分析化學第二章化學反應熱效應產(chǎn)生的原因：

對于一個化學反應，可將反應物看成體系的始態(tài)，生成物看成體系的終態(tài)，由于各種物質熱力學能不同，當反應發(fā)生后，生成物的總熱力學能與反應物的總熱力學能就不相等，這種熱力學能變化在反應過程中就以熱和功的形式表現(xiàn)出來。

2.2.1

化學反應熱效應25無機及分析化學第二章

在等溫條件下，若系統(tǒng)發(fā)生化學反應是恒容且不做非體積功的過程，則該過程中與環(huán)境之間交換的熱就是恒容反應熱，以符號“QV”來表示。彈式量熱器1.

恒容反應熱26無機及分析化學第二章恒溫恒容過程中系統(tǒng)的熱量變化全部用來改變系統(tǒng)的熱力學內(nèi)能！27

例將0.5000g聯(lián)氨在盛有1210gH2O的彈式熱量計的鋼彈內(nèi),通入氧氣完全燃燒盡。系統(tǒng)的熱力學溫度由293.18K上升至294.82K。已知鋼彈組件在實驗溫度時的總熱容為848J/K，水的比熱容為4.18J/(g·K)。計算聯(lián)氨在此條件下完全燃燒所放出的熱量。解:聯(lián)氨完全反應為：

N2H4(l)+O2(g)===N2(g)+2H2O(l)

qV=－｛C(H2O)+Cb｝

△T=－(4.18×1210+848)(294.82－293.18)=－9690J=－9.69kJ28

注意1.－9.69kJ是指0.5000克聯(lián)氨燃燒放出的熱量,通常用

kJ/mol表示更方便比較。

qV=－摩爾燃燒熱

2.熱化學反應方程式須注明反應和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)。N2H4(l)+O2(g)===N2(g)+2H2O(l)29無機及分析化學第二章在等溫條件下，若系統(tǒng)發(fā)生化學反應是恒壓且只做體積功不做非體積功的過程，則該過程中與環(huán)境之間交換的熱就是恒壓反應熱，其量符號為Qp2.恒壓反應熱30無機及分析化學第二章H---焓，具有能量的量綱，無物理意義，狀態(tài)函數(shù)，絕對值無法確定。31無機及分析化學第二章恒壓只做體積功的過程中，系統(tǒng)吸收的熱量全部用于增加系統(tǒng)的焓。注意化學反應通常是在恒壓下進行,所以就反應熱效應來說,△H比△U更有實際意義?！鱄=H2–H1，如果能確定系統(tǒng)各物質的焓值，就可計算反應的熱效應。32無機及分析化學第二章a.當反應物和生成物都為固態(tài)和液態(tài)時，反應的值很小，可忽略不計,。b.對有氣體參加或生成的化學反應，

值較大，不可忽略。33無機及分析化學第二章即使在有氣體參加的反應中，pV(即n(g)RT)與H相比也只是一個較小的值。因此，在一般情況下，可認為：H在數(shù)值上近似等于U，在缺少U的數(shù)據(jù)的情況下可用H的數(shù)值近似。34解35無機及分析化學第二章1840

俄國化學家蓋斯

在不做其它功并處于恒容或恒壓的情況下，任一化學反應，不論是一步完成的，還是分幾步完成的，其化學反應的熱效應總是相同的，即化學反應熱效應只與始、終狀態(tài)有關而與具體途徑無關。根據(jù)蓋斯定律，可以間接地求算一些不易直接準確測定或不能直接測定的反應熱。2.2.2

蓋斯定律36無機及分析化學第二章37當反應度進為1mol時的熱效應反應進度為1molreaction2.2.3標準摩爾反應焓變

1.摩爾反應焓變38無機及分析化學第二章標準狀態(tài):指在溫度T及標準壓力p(100kPa)下的狀態(tài)，簡稱標準態(tài)，用“”表示。熱力學中的標準態(tài)：a.

純理想氣體物質的標準態(tài)是該氣體處于標準壓力

p下的狀態(tài)，混合理想氣體中任一組分的標準態(tài)是該氣體組分的分壓為p時的狀態(tài)。2.物質的標準態(tài)39無機及分析化學第二章b.

純液體（或純固體）物質的標準態(tài)就是標準壓力p下的純液體（或純固體）。

必須注意：在標準態(tài)的規(guī)定中只規(guī)定了壓力p

，并沒有規(guī)定溫度！

c.溶液中溶質的標準態(tài)就是標準壓力p下溶質的溶度為c（c

=1mol.L-1）的溶液。40無機及分析化學第二章化學反應中，任何物質均處于溫度T時的標準狀態(tài)下，該反應的摩爾反應焓變稱為標準摩爾反應焓變，以表示，T為熱力學溫度。3.

標準摩爾反應焓變41無機及分析化學第二章書寫化學反應計量方程式注意點：熱化學反應方程式：表明化學反應與反應熱關系的化學反應方程a.

同一反應，不同的化學計量方程式，其反應熱的數(shù)值不同；

4.熱化學反應方程式42無機及分析化學第二章b.

應注明參與反應的諸物質的聚集狀態(tài)，以g、l、s

表示氣、液、固態(tài)，聚集狀態(tài)不同化學熱效應不同。c.

應注明反應溫度，如果在298.15K，通?？梢允÷圆粚?。d.

熱化學反應方程式表示按給定的計量方程式從反應物完全反應為生成物。43在溫度Ｔ及標準態(tài)下，由穩(wěn)定單質生成1mol物質Ｂ的標準摩爾反應焓變即為物質Ｂ在Ｔ溫度下的標準摩爾生成焓，用，。穩(wěn)定單質的標準生成焓為零:

碳（石墨），硫（正交硫），磷（白磷）2.2.4

標準摩爾生成焓在水溶液中,熱力學規(guī)定:標準壓力下,通常選定溫度為298.15K水合氫離子H+(aq)為標準濃度時,其標準摩爾生成焓為零。即：△fH0m(H+,aq,298.15K)=0

其它水合離子的標準摩爾生成焓可以此來推算。44無機及分析化學第二章答(b)(e)45無機及分析化學第二章答(b)46

下例反應中，反應的標準摩爾焓變等于生成物的標準摩爾生成焓的是：例：A:CO2(g)+CaO(S)CaCO3(s)

B:1/2H2(g)+1/2I2(g)HI(g)

C:H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

D:H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)

D47無機及分析化學第二章在標準態(tài)下1mol物質完全燃燒（或完全氧化）生成標準態(tài)的產(chǎn)物的反應熱效應為該物質的標準摩爾燃燒焓，，。完全燃燒：2.2.5標準摩爾燃燒焓48無機及分析化學第二章溫度T、標準態(tài)反應物溫度T、標準態(tài)生成物溫度T、標準態(tài)下參加反應的有關穩(wěn)定單質2.2.6

標準摩爾反應焓變的計算

1.由生成焓求反應熱49Ca+1/2O2H2+1/2O2+=++根據(jù)蓋斯定律:=－－∴=例:CaO(S)+H2O(l)Ca(OH)2(S)也類同50例2Al(S)+Fe2O3

(S)====Al2O3

(S)+2Fe(S)

△fH0(298K)0－824.2－1675.70kJ/mol△

H0(298K)=－1675.7－(－824.2)=－851.5kJ/mol△fH0(298K)0－824.2－1675.70kJ/mol8Al(S)+3Fe3O4

(S)====4Al2O3

(S)+9Fe(S)

△fH0(298K)0－1118.4－1675.70kJ/mol△

H0(298K)=4×(－1675.7)－3×(－1118.4)=－3347.6kJ/mol注意:不能簡單比較兩反應所放出的熱量。51無機及分析化學第二章解－277.690－393.51－

248.82kJ·mol-1

△fHm?(298.15K)52無機及分析化學第二章解53無機及分析化學第二章化學反應的方向朝著能量降低的方向自發(fā)不自發(fā)自發(fā)2.3化學反應的方向54無機及分析化學第二章2.3.1化學反應的自發(fā)性

化學反應自發(fā)進行的反應:不需有外加能量非自發(fā)進行的反應：需外界提供幫助自發(fā)反應的特征P3755

有人試圖用反應的焓變來判斷反應能否自發(fā)，認為放熱系統(tǒng)能量降低，物質間的反應可以自發(fā)進行。這符合自然界系統(tǒng)趨于能量降低的規(guī)律。例H+(aq)+OH－(aq)====H2O(l)△H0=－55.8kJ·mol-1Zn(S)+2H+(aq)====Zn2+(aq)+H2(g)△H0=－153.9kJ·mol-1但有吸熱的自發(fā)過程

T>00CH2O(S)H2O(l)△H0>0T>9100CCaCO3(S)CaO(S)+CO2(g)△H0>056有序無序注意系統(tǒng)除有傾向于能量降低的趨勢,還有傾向于混亂度增大的趨勢。57無機及分析化學第二章

表示體系混亂度的大小的物理量，混亂度越大，熵值越大，反之混亂度越小則熵值越小。用“S”來表示，。2.3.2

熵S

1.熵的概念

58無機及分析化學第二章在0K時,系統(tǒng)內(nèi)的一切熱運動全部停止,純物質完美晶體的微觀粒子排列是整齊有序的,微觀狀態(tài)數(shù)為1,此時系統(tǒng)的熵值2.熱力學第三定律0K稍大于0K59①同一物質：S(g)＞S(l)＞S(s)②同一物質相同聚集狀態(tài)時，S(高溫)＞S(低溫)。③同溫度、同聚集狀態(tài)、同元素構成的分子，

S(復雜分子)＞S(簡單分子)④S(混合物)＞S(純物質)。

一些規(guī)律:有用定律：一個導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值增大；若氣體分子數(shù)減少，則熵值減小。6061無機及分析化學第二章

熵是狀態(tài)函數(shù)，對任一反應其標準摩爾反應熵變?yōu)?.標準摩爾反應熵變解62例:外加下列反應中，反應的標準摩爾熵變大于零的是______。

CO(g)+Cl2(g)====COCl2(g)（碳酰氯）

NH4HS(s)====NH3(g)+H2S(g)2HBr(g)====H2(g)+Br2(l)CO(g)+H2O(g)===CO2

(g)+H2

(g)B63無機及分析化學第二章熱力學中定義：

1878美國吉布斯對于一個恒溫恒壓下、非體積功等于零的自發(fā)過程，該過程的焓、熵和溫度三者的關系為：2.3.3化學反應方向的判據(jù)

64無機及分析化學第二章65無機及分析化學第二章化學反應自發(fā)與混亂度和能量的關系：66無機及分析化學第二章67無機及分析化學第二章反應的自發(fā)性反應實例－＋任意—自發(fā)＋—任意＋不自發(fā)＋＋低溫＋低溫不自發(fā)高溫—高溫自發(fā)——低溫—低溫自發(fā)高溫＋高溫不自發(fā)溫度對反應自發(fā)性的影響68無機及分析化學第二章2.3.4標準摩爾生成吉布斯函數(shù)與標準摩爾反應吉布

斯函數(shù)變

溫度T及標準狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(參考單質)生成1mol物質B的標準摩爾反應吉布斯函數(shù)變，稱為該物質B在溫度T的標準摩爾生成吉布斯自由能

，

在標準狀態(tài)下所有穩(wěn)定單質的。

(298.15K)的數(shù)值見附錄三(P467)69無機及分析化學第二章對于任一化學反應，其反應的的計算方法：(1)當T=298.15K時(2)當T=TK時70無機及分析化學第二章T=298.15K解71無機及分析化學第二章72無機及分析化學第二章隨著T升高，可減少高于此溫度反應可自發(fā)進行73無機及分析化學第二章解:74無機及分析化學第二章75無機及分析化學第二章2.4

化學平衡及其移動

2.4.1可逆反應與化學平衡

1.可逆反應（reversiblereaction)

在同一條件下能同時可向正逆兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應，并把從左向右進行的反應稱作正反應；從右向左進行的反應則稱作逆反應。76無機及分析化學第二章

原則上所有的化學反應都具有可逆性，只是可逆程度不同，用表示可逆反應。77無機及分析化學第二章2.化學平衡（chemicalequilibrium)

例：在四個密閉容器中分別加入不同數(shù)量的，發(fā)生如下反應：

在恒溫恒壓且非體積功為零時，隨著反應的進行，系統(tǒng)的不斷變化，直至最終系統(tǒng)的G值不再改變，此時,反應達到了化學平衡。78無機及分析化學第二章編號起始分壓/kPa平衡分壓/kPa166.0043.70026.574.29378.8254.47262.1462.63013.1113.6098.1053.9830026.122.7922.79220.5554.1740027.042.8782.87821.2754.6279無機及分析化學第二章(3)在一定溫度下化學平衡一旦建立，平衡常數(shù)則一定?；瘜W平衡具有以下特征：(1)

化學平衡是一個動態(tài)平衡；(2)

條件發(fā)生了變化，原有的平衡將被破壞，代之以新的平衡。80

在一定溫度下，對任何可逆反應達到平衡時，以化學反應方程式中化學計量數(shù)為冪指數(shù)的反應方程式中各物種的濃度（或分壓）的乘積為一常數(shù),叫實驗平衡常數(shù)（或經(jīng)驗平衡常數(shù)）,以表示，單位不能確定，它的大小表示化學反應進行的程度。無機及分析化學第二章2.4.2平衡常數(shù)

1.實驗(經(jīng)驗)平衡常數(shù)(equibibriumconstant)

81無機及分析化學第二章對于一般的可逆反應：平衡時若為氣體82無機及分析化學第二章有關平衡常數(shù)的幾點說明：(1)

氣體反應(2)

溶液反應(3)

復相反應（固體和純液體不寫入式中）83無機及分析化學第二章(4)

平衡常數(shù)表達式和數(shù)值與反應式的書寫有關84無機及分析化學第二章

平衡常數(shù)表達式中，有關組分的濃度(或分壓)用相對濃度(或相對分壓)來表示，即或，(其中)，標準平衡常數(shù)是量綱為一的量，無單位，“

”它的大小反應化學反應進行的程度。2.標準平衡常數(shù)K?85無機及分析化學第二章86無機及分析化學第二章1.

表達式的書寫方式不同；2.單位不同；3.它們的大小均反應一定溫度下的化學反應進行的程度；４.掌握標準平衡常數(shù)的求算方法87無機及分析化學第二章起始時物質的量/mol1.01.00平衡時物質的量/mol0.12解88無機及分析化學第二章利用公式,求得平衡時各物質的分壓，代入標準平衡常數(shù)表達式：89無機及分析化學第二章

一個給定化學反應計量方程式的平衡常數(shù)，無論反應分幾步完成，其平衡常數(shù)表達式完全相同，也就是說當某總反應為若干個分步反應之和（或之差）時，則總反應的平衡常數(shù)為這若干個分步反應平衡常數(shù)的乘積（或商）。3.多重平衡規(guī)則90無機及分析化學第二章解91無機及分析化學第二章解92無機及分析化學第二章在化工生產(chǎn)中常用轉化率來衡量化學反應進行的程度4.化學反應的限度93無機及分析化學第二章起始時物質的量/mol2.03.000平衡時物質的量/mol2.0－x3.0－xxx解94無機及分析化學第二章95無機及分析化學第二章在恒溫恒壓、不做非體積功條件下的化學反應方向判據(jù)：2.4.3標準平衡常數(shù)與標準摩爾吉布斯函數(shù)變

1.標準平衡常數(shù)與標準摩爾吉布斯自由能

96無機及分析化學第二章97無機及分析化學第二章此式把熱數(shù)據(jù)與平衡數(shù)據(jù)聯(lián)系起來，只要知道了某溫度下反應的標準摩爾吉布斯自由能變，就可以求出反應的標準平衡常數(shù)。(2)

值愈小，則值愈大，反應進行的愈完全。98無機及分析化學第二章130.6213.8－228.57解99無機及分析化學第二章∴反應(1)可行

100無機及分析化學第二章2.化學反應等溫方程式

101無機及分析化學第二章非標態(tài)下，化學反應方向的判據(jù)：102無機及分析化學第二章解103無機及分析化學第二章解104無機及分析化學第二章

∴

該反應正向進行

105氣體混合物處于平衡時，N2生成NH3的轉化率將會發(fā)生什么變化？壓縮混合氣體______________;升高溫度______________;引入H2______________;恒壓下引入惰性氣體______________;恒容下引入惰性氣體______________;增加減少增加不變減少(4)混合氣體(不包括惰性氣體)的壓力減少了.(5)體積沒變混合氣體(不包括惰性氣體)的壓力也沒變.外加題106由平衡常數(shù)改變引起平衡移動溫度改變濃度不變組分壓力濃度改變平衡常數(shù)不變，平衡移動壓力加入不參與反應的氣體或者溶劑平衡常數(shù)不變，平衡也不移動2.4.4影響化學平衡的因素——平衡移動原理

107無機及分析化學第二章1.濃度（或氣體分壓）對化學平衡的影響

108無機及分析化學第二章b.對于一已達化學平衡的反應體系，，降低反應物濃度（或分壓）或增加生成物濃度（或分壓）則，反應逆向進行，直到a.對于一已達化學平衡的反應體系，，增加反應物濃度（或分壓）或降低生成物濃度（或分壓）則，反應正向進行，直到109無機及分析化學第二章如果新的總壓，則

2.壓力（總壓）對化學平衡的影響110無機及分析化學第二章結論：壓力只對反應前后氣態(tài)物質的化學計量數(shù)之和的反應有影響，增加壓力，平衡向氣體分子數(shù)較少的方向移動；降低壓力，平衡向氣體分子數(shù)較多的方向移動，對的反應沒有影響。增加壓力，平衡向左移動，降低壓力，平衡向右移動。111無機及分析化學第二章起始時物質的量/mol10平衡時物質的量/mol平衡時總物質的量/mol平衡分壓/kPa解112無機及分析化學第二章113無機及分析化學第二章解114無機及分析化學第二章濃度、壓力改變并不改變平衡常數(shù)，而溫度對平衡的影響是通過對平衡常數(shù)的改變而達到的。3.溫度對化學平衡的影響115無機及分析化學第二章吸熱反應，T增大，K2θ＞K1θ，平衡正向移動。放熱反應，T增大，K2θ＜K1θ，平衡逆向移動。116無機及分析化學第二章117無機及分析化學第二章解118無機及分析化學第二章1907年，勒夏特列任何一個處于化學平衡的系統(tǒng)，當某一確定系統(tǒng)平衡的因素（如濃度、壓力、溫度等）發(fā)生改變時，系統(tǒng)的平衡將發(fā)生移動。平衡移動的方向總是向著減弱外界因素的改變對系統(tǒng)影響的方向。

4.勒夏特列原理119無機及分析化學第二章120無機及分析化學第二章

炸藥爆炸、照相膠片的感光、酸堿中和反應快塑料和橡膠的老化、煤和石油的形成慢反應速率：反應進度隨時間的變化率2.5化學反應速率

2.5.1

化學反應速率的概念121無機及分析化學第二章若體積不變對于任一化學反應反應瞬時速率平均速率單位時間單位體積內(nèi)發(fā)生的反應進度122無機及分析化學第二章a.反應速率的單位為b.對于一個給定的化學反應方程式，無論以哪個物質表示化學反應速率，其值均相同。123無機及分析化學第二章反應物濃度隨時間的變化曲線124無機及分析化學第二章

a.反應歷程：反應物轉變?yōu)樯晌锏木唧w途徑、步驟B是隋性物質，只起傳遞能量的作用2.5.2化學反應速率方程式

1.反應歷程與基元反應

125無機及分析化學第二章b.基元反應：反應物分子(或離子、原子及自由基等)

直接碰撞發(fā)生作用而生成產(chǎn)物的反應126無機及分析化學第二章研究證明：只有少數(shù)化學反應是由反應物一步直接轉化為生成物的基元反應！127無機及分析化學第二章c.

基元反應根據(jù)參加反應的分子個數(shù)分為：單分子反應、雙分子反應以及三分子反應（很少）。128無機及分析化學第二章質量作用定律：在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度以方程式中化學計量數(shù)的絕對值為乘冪的乘積成正比。在一定溫度下，化學反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比，濃度的冪次為基元反應方程式中相應組分的化學計量數(shù)的負值。or

2.

基元反應的速率方程式

129無機及分析化學第二章130無機及分析化學第二章A的級數(shù)B的級數(shù)a.對于基元反應，其速率方程式是根據(jù)質量作用定律寫出，因此其反應級數(shù)與其化學方程式的系數(shù)一致。

3.反應級數(shù)

131無機及分析化學第二章132無機及分析化學第二章b.對于非基元反應，其速率方程式不可由質量作用定律得出，而是由實驗測定得，因此其反應級數(shù)不一定與化學方程式系數(shù)一致。其值可以是整數(shù)、分數(shù)或零。133無機及分析化學第二章a.不同的反應有不同的k值。反應速率常數(shù)4.反應速率常數(shù)

134無機及分析化學第二章b.

溫度一定，k值一定，溫度改變，k值也隨之改變。k值與反應物濃度無關，等于方程式中有關濃度項均為單位濃度時的反應速率。d.速率常數(shù)的單位隨反應級數(shù)的變化而變化，可根據(jù)其單位來判斷反應級數(shù)。135無機及分析化學第二章136例題：根據(jù)實驗數(shù)據(jù)確定速率方程式及速率常數(shù)。2NO+2H2N2+2H2O解:6.00×10－31.00×10－3

υ=3.19×10－3

6.00×10－32.00×10－3

υ=6.36×10－36.00×10－33.00×10－3

υ=9.56×10－31.00×10－36.00×10－3

υ=0.48×10－32.00×10－36.00×10－3

υ=1.92×10－33.00×10－36.00×10－3

υ=4.30×10－3(1)

υ=kC2(NO)C(H2)137(2)外加題當反應A2+B2===2AB的速率方程式為：時，此反應（）。一定是基元反應一定是非基元反應無法肯定是否是基元反應對A來說是二級反應C138無機及分析化學第二章a.發(fā)生化學反應的首要條件--碰撞b.但并非所有的碰撞均能發(fā)生化學反應，否則反應將會瞬間完成2.5.3反應速率理論

1.碰撞理論139無機及分析化學第二章(1)

能量因素活化分子：那些具有足夠高的能量、能夠發(fā)生有效碰撞的分子活化能要使普通分子成為活化分子所需的最小能量,用Ea表示。即要使1mol具有平均能量的分子轉化成活化分子所需吸收的最低能量。140無機及分析化學第二章氣體分子的能量分布曲線141無機及分析化學第二章(2)

方位因素

合適方向不合適的方向

化學反應的方位因素142無機及分析化學第二章20世紀30年代埃林等人碰撞前過渡態(tài)碰撞后

2.過渡狀態(tài)理論

143無機及分析化學第二章過渡態(tài)144無機及分析化學第二章反應途徑能量變化示意圖145146外加題某一反應正反應的活化能為15kJ/mol，其逆反應的活化能是_______。

A：－15kJ/molB:＞15kJ/molC:＜15kJ/molD:無法判斷DEⅠEⅡE≠過渡態(tài)EaEa△H注意:這一點與△H不一樣。147

2.5.4影響化學反應速率的因素

(1)