普通化學

第2章化學反應的基本原理和大氣污染.普通化學

第2章化學反應的基本原理和大氣污染.1第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.3化學反應速率2.4大氣污染及其控制.第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向第二章教學大綱(6學時)2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變理解反應方向及其影響因素：ΔG=ΔH－TΔS掌握反應方向的判斷，及ΔHθ、ΔSθ、ΔGθ、ΔG的有關計算。.第二章教學大綱(6學時)2.1化學反應的方向§2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變2.1.1影響反應方向的因素1.反應的焓變2.反應的熵變3.反應的吉布斯函數(shù)變

自發(fā)反應(自發(fā)過程)：在給定條件下不需要外加能量而能自己進行的反應或過程。.§2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變2.1.1影響反應1.反應的焓變Zn(s)+2H＋(aq)===Zn2+

(aq)+H2(g)自發(fā)反應ΔrHmθ(298.15K)=-153.9kJ?mol-1＜0放熱CO2(g)===C(s)+O2(g)非自發(fā)反應ΔrHmθ(298.15K)=393.5kJ?mol-1＞0吸熱ΔHθ可作為判斷是否是自發(fā)反應的一個依據(jù):ΔrHmθ＜0放熱有利于自發(fā)反應能量最低原理:在反應過程中，系統(tǒng)有趨于最低能量狀態(tài)的傾向，稱為能量最低原理。.1.反應的焓變Zn(s)+2H＋(aq)===Zn21.反應的焓變但：CaCO3(s)=====CaO(s)+CO2(g)自發(fā)反應ΔrHmθ(298.15K)

=178.33kJ?mol-1＞0吸熱煅燒除ΔHθ外另有影響因素。

.1.反應的焓變但：煅燒除ΔHθ外另有影響因素。.熵：系統(tǒng)內物質微觀粒子的混亂程度(或無序度)的量度。用符號S表示，S,混亂度。2.反應的熵變隔離系統(tǒng)傾向于向熵增的方向變化。絕對零度時，物質微觀粒子的熱運動完全停止，規(guī)定任何純凈的完整晶態(tài)物質的熵等于零，即S(0K)＝0。非絕對零度時，熵值可求，且熵值為正。(U、H絕對值不可求)。熵是狀態(tài)函數(shù)。.熵：系統(tǒng)內物質微觀粒子的混亂程度(或無序度)2.反應的熵變2.反應的熵變規(guī)定熵：以S(0K)＝0為基準，利用物質從絕對零度到指定溫度下的熱化學數(shù)據(jù)，所求出此溫度時的熵值。

標準摩爾熵：單位物質的量的純物質在標準條件下的規(guī)定熵。符號為Sm

，單位為J·mol-1·K-1.2.反應的熵變規(guī)定熵：以S(0K)＝0為基準，利用物質從絕對熵、標準摩爾熵規(guī)律:絕對零度時，純凈的完整晶態(tài)物質的熵等于零,即S(0K)=0。對于水合離子，標準條件時水合H+離子的標準摩爾熵值為零。相同聚集態(tài)的同一物質，其熵值隨溫度的升高而增大，即S高溫

>S低溫

。相同溫度時，對于同一物質：Sm

(g)>Sm

(l)>Sm

(s)固體或液體溶于水時，熵值增大；氣體溶于水時，熵值減少。.熵、標準摩爾熵規(guī)律:對于水合離子，標準條件時水合H+離子的標熵、標準摩爾熵溫度和聚集狀態(tài)相同時，結構越復雜，其熵值越大，S復雜

>S簡單

。混合物或溶液的熵值往往比相應的純物質的熵值大，即S混合物＞S純物質。.熵、標準摩爾熵溫度和聚集狀態(tài)相同時，結構越復雜，其熵值越大反應的熵變反應的標準摩爾熵變：

熵變：在特定條件下的等溫過程(可逆過程)中系統(tǒng)吸收或放出的熱量qr與系統(tǒng)的熵變ΔS的關系為：

ΔrSmθ(T)J?mol-1?K-1aA(l)+bB(aq)cC(s)+dD(g)

rSm

=υBSm

(生成物)+υBSm

(反應物)

=cSm

(C,s)+dSm

(D,g)-aSm

(A,l)-bSm

(B,aq)ΔrSmθ(T)≈ΔrSmθ(298.15K)ΔrSmθ的計算.反應的熵變反應的標準摩爾熵變：熵變：在特定條件下的反應的熵變與氣體計量數(shù)的關系規(guī)律：①

凡反應過程中氣體計量數(shù)增加的反應:

rSm

>0凡反應過程中氣體計量數(shù)減少的反應:

rSm

<0凡反應過程中氣體計量數(shù)不變的反應:

rSm

=0②沒有氣體參加的反應，反應中物質總計量數(shù)增加的反應:

rSm

>0反應中物質計量數(shù)減少的反應:

rSm

<0.反應的熵變與氣體計量數(shù)的關系規(guī)律：.2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變吉布斯函數(shù)(Gibbs函數(shù))1875年美國物理化學家吉布斯將H和S歸并出一個熱力學函數(shù)，即吉布斯自由能或吉布斯函數(shù)，其定義為：G=H–T·SG是狀態(tài)函數(shù)。G采用相對值。.2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變吉布斯函數(shù)(Gibbs函數(shù))G2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變標準摩爾生成吉布斯函數(shù)(

fGm

或fG

)在標準狀態(tài)時，由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的吉布斯函數(shù)變。單位是kJ·mol-1規(guī)定在標準態(tài)下，指定單質的標準生成吉布斯函數(shù)為零，

fGm

=0以水合氫離子的標準生成吉布斯函數(shù)為零，即

fGm

(H+,aq)=0；.2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變標準摩爾生成吉布斯函數(shù)(f2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變反應的吉布斯函數(shù)變

rG:

rG=rH-r(T·S)對于等溫過程：

rG=rH-T·

rS

rGm=rHm-T·

rSm標準摩爾吉布斯函數(shù)變

rGm

:

rGm

=rHm

-T·

rSm

.2.1.2反應的吉布斯函數(shù)變反應的吉布斯函數(shù)變rG:標準2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算1.由fGm

(298.15K)計算rGm

(298.15K)

aA(g)+bB(l)===gG(s)+dD(aq)則反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變

rGm

為：

rGm

(298.15K)=υB

fGm

(生成物,298.15K)

+υB

fGm

(反應物298.15K)

=gfGm

(G,s)+dfGm

(D,aq)－afGm

(A,g)－bfGm

(B,l).2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算1.由fGm(298.2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算2.由

fHm

(298.15K)、Sm

(298.15K)計算rGm

(298.15K)

rHm

(298.15K)=υB

fHm

(生成物,298.15K)

+υB

fHm

(反應物298.15K)

rSm

(298.15K)=υBSm

(生成物,298.15K)

+υBSm

(反應物298.15K)

rGm

=rHm

-T·

rSm

.2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算2.由fHm(298由fHm

(298.15K)、Sm

(298.15K)計算rGm

(298.15K)例：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

rHm

=178.32kJ

mol-1

rSm

=160.59J

mol-1·K-1

rHm

=178.32kJ

mol-1>0吸熱非自發(fā)反應

rSm

=160.59J

mol-1·K-1>0熵增自發(fā)反應

rGm

=130.5(kJ

mol-1)>0則：rGm

=rHm

-T·

rSm

=178.33–298.15×160.59×10－3=130.5(kJ

mol-1)>0.由fHm(298.15K)、Sm(298.15K)計算2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算3.計算

rGm

(T≠298.15K)

rGm

(T)=rHm

(T)-TrSm

(T)≈rHm

(298.15K)-T?rSm

(298.15K)由平衡常數(shù)K

、T求rGm

(T或298.15K)例：求CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)反應在1000oC時的

rGm

?已知

rHm

=178.32kJ

mol-1,

rSm

=160.59J

mol-1·K-1則：rGm

(1000oC)≈rHm

(298.15K)-T·

rSm

(298.15K)≈178.33–1273×160.59×10－3=-26.11(kJ

mol-1)<0.2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算3.計算rGm(T≠2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算4.計算非標準狀態(tài)的

rGm(T)由等溫方程式計算：

rGm(T)=

rGm

(T)+RT?lnQQ:反應商.2.1.3反應的吉布斯函數(shù)變的計算4.計算非標準狀態(tài)的r計算非標準狀態(tài)的

rGm(T)

rGm(T)=

rGm

(T)+RT?lnQ反應商氣體反應aA(g)+bB(g)==cC(g)+dD(g)溶液反應aA(aq)+bB(aq)==dD(aq)+eE(aq)固體、液體純物質不必代入計算。.計算非標準狀態(tài)的rGm(T)rGm(T)反應商對于一般反應aA(g)+bB(l)gG(aq)+dD(s).反應商對于一般反應.分壓定律對于理想氣體，可以利用分壓定律來計算混合氣體中各組分氣體(A,B,…...)的分壓pi：p總=pA+pB+……Xi:某組分氣體i的摩爾分數(shù)φi:某組分氣體i的體積分數(shù)VA:某組分氣體i的分體積：在恒溫下將該組分氣體壓縮到具有混合氣體總壓力時所占有的體積。.分壓定律對于理想氣體，可以利用分壓定律來計算混合氣體中各組分壓定律氣體體積與氣體分體積體積：V總＝VA’＝VB’＝VC’分體積：V總＝VA+VB+VC分壓力：p總=pA+pB+pC壓力：p總=pA’=pB’=pC’.分壓定律氣體體積與氣體分體積體積：V總＝VA’＝VB’＝2.1.4反應吉布斯函數(shù)變的應用1.判斷反應的方向2.求反應能自發(fā)進行的溫度條件3.

fGm

數(shù)據(jù)判斷化合物的相對穩(wěn)定性4.求平衡常數(shù)K

、電動勢E.2.1.4反應吉布斯函數(shù)變的應用1.判斷反應的方向.判斷反應的方向以

rG為判斷標準

在恒溫恒壓、不做非體積功的條件下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)減小。

rG<0自發(fā)過程，向正方向進行

rG=0平衡狀態(tài)

rG>0非自發(fā)過程，向逆方向進行在標準狀態(tài)下，G=G

，反應G

<0時是自發(fā)過程，向正方向進行。.判斷反應的方向以rG為判斷標準rG<0判斷反應的方向H、S、T對反應自發(fā)性的影響吉布斯等溫方程:G=H-T·S

HSG正反應<0自發(fā)(任何溫度)放熱<0熵減<0G<0低溫時自發(fā)吸熱>0熵增>0G<0高溫時自發(fā)吸熱>0熵減<0>0非自發(fā)(任何溫度)放熱<0熵增>0G=0時，轉變溫度SHTcDD=.判斷反應的方向H、S、T對反應自發(fā)性的影響H求反應能自發(fā)進行的溫度條件例：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

rHm

=178.32kJ

mol-1

rSm

=160.59J

mol-1·K-1

若反應自發(fā)進行，則

rGm

=rHm

-T·

rSm

<0T>178.33/(160.59×10－3)=1110(K)T=1110K時，反應處于平衡狀態(tài)T>1110K時，正反應為自發(fā)方向.求反應能自發(fā)進行的溫度條件例：

fGm

數(shù)據(jù)判斷化合物的相對穩(wěn)定性應用熱力學函數(shù)判斷化合物的相對穩(wěn)定性:

fGm

＜0：化合物穩(wěn)定，數(shù)值越負越穩(wěn)定。

fGm

＞0：化合物是不穩(wěn)定的。.fGm數(shù)據(jù)判斷化合物的相對穩(wěn)定性應用熱力學函數(shù)判斷化合第2章化學反應的基本原理和大氣污染

2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變作業(yè)：P1088(1)(3)計算

rHm

、rSm

、rGm

.第2章化學反應的基本原理和大氣污染

2.1化學反應的第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.3化學反應速率2.4大氣污染及其控制.第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向第2章教學大綱

2.2化學反應進行的程度和化學平衡掌握標準平衡常數(shù)及有關化學平衡計算理解多重平衡規(guī)則和濃度、壓力、溫度對平衡的影響.第2章教學大綱2.2化學反應進行的程度和化學平衡.2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.2.1反應限度的判據(jù)與化學平衡2.2.2平衡常數(shù)(標準平衡常數(shù))2.2.3化學平衡的有關計算2.2.4化學平衡的移動.2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.2.1反應限度的判2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.2.1反應限度的判據(jù)與化學平衡反應限度的判據(jù)自發(fā)反應總是單向地趨于平衡狀態(tài)。平衡狀態(tài)就是反應的限度。對于恒溫恒壓下不做非體積功的化學反應:

rG<0自發(fā)過程，向正方向進行

rG=0平衡狀態(tài)

rG>0非自發(fā)過程，向逆方向進行在等溫等壓不做非體積功條件下，標準狀態(tài)下反應的

rGm

=0是平衡的標志。化學平衡的熱力學標志，或稱反應限度的判據(jù)。.2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.2.1反應限度的判2.2化學反應進行的程度和化學平衡化學平衡大多數(shù)的化學反應進行到一定限度，表觀上好像停止了，也就是達到了平衡狀態(tài)，宏觀上的平衡是由于微觀上仍持續(xù)進行著正、逆反應的效果相互抵消所致。所以化學平衡是一種動態(tài)平衡。.2.2化學反應進行的程度和化學平衡化學平衡.化學平衡化學平衡的基本特征在一定條件下，可逆反應處于化學平衡狀態(tài)：（1）平衡系統(tǒng)的性質不隨時間而變化，如達到化學平衡時，系統(tǒng)中每種物質的分壓力或濃度都保持不變。（2）化學平衡是動態(tài)平衡。（3）平衡是有條件的、相對的。.化學平衡化學平衡的基本特征（1）平衡系統(tǒng)的性質不隨時間而變化2.2.2平衡常數(shù)1.平衡常數(shù)在一定溫度下，反應達到平衡時，生成物濃度與反應物濃度的乘積之比值是一個常數(shù)，即平衡時的反應商是一個常數(shù)。符號：K.2.2.2平衡常數(shù)1.平衡常數(shù).標準平衡常數(shù)2.標準平衡常數(shù)Kθ1)對于稀溶液中的反應aA(aq)+bB(aq)gG(aq)+dD(aq)濃度標準平衡常數(shù):平衡時的濃度.標準平衡常數(shù)2.標準平衡常數(shù)Kθ1)對于稀溶液中的反應標準平衡常數(shù)2)對于氣相中的反應aA(g)+bB(g)gG(g)+dD(g)濃度標準平衡常數(shù):平衡時的分壓力壓力標準平衡常數(shù):.標準平衡常數(shù)2)對于氣相中的反應濃度標準平衡常數(shù):平衡時的標準平衡常數(shù)3)對于一般的可逆反應aA(g)+bB(l)gG(aq)+dD(s).標準平衡常數(shù)3)對于一般的可逆反應.Kθ的數(shù)值只取決于反應的本性、溫度及標準態(tài)的選擇，而與壓力和組成無關。當選定pθ＝100kPa,cθ=1mol·dm-3后，Kθ只是溫度的函數(shù)。同一溫度下，Kθ值越大，反應進行得越徹底，反應物的轉化率就越高。

標準平衡常數(shù)平衡常數(shù)的大小，表明了在一定條件下反應進行的程度。3.標準平衡常數(shù)的物理意義.Kθ的數(shù)值只取決于反應的本性、溫度標準平衡常數(shù)4.標準平衡常數(shù)的幾點說明：①平衡常數(shù)只表現(xiàn)反應進行的程度，而不表現(xiàn)到達平衡所需的時間。

Kθ越大，反應越徹底，反應轉化率越高；.標準平衡常數(shù)4.標準平衡常數(shù)的幾點說明：①平衡常數(shù)只表現(xiàn)標準平衡常數(shù)②平衡常數(shù)表達式與反應方程式寫法有關

。1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)2NH3(g)N2(g)+3H2(g)例N2(g)+3H2(g)2NH3(g).標準平衡常數(shù)②平衡常數(shù)表達式與反應方程式寫法有關

。1/2N標準平衡常數(shù)③純固體與純液態(tài)在平衡常數(shù)表達式中不出現(xiàn)。④Kθ只是溫度的函數(shù)，而與壓力和組成無關對同一反應，溫度相同時Kθ值不變；溫度不同Kθ值也不同。.標準平衡常數(shù)③純固體與純液態(tài)在平衡常數(shù)表達式中不出現(xiàn)。④K2.2.3化學平衡的有關計算1.多重平衡規(guī)則2.K

與

rHm

、

rSm

、

rGm

的關系3.平衡轉化率.2.2.3化學平衡的有關計算1.多重平衡規(guī)則.標準平衡常數(shù)1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)2NH3(g)N2(g)+3H2(g)例N2(g)+3H2(g)2NH3(g).標準平衡常數(shù)1/2N2(g)+3/2H2(g)2.2.3化學平衡的有關計算多重平衡規(guī)則

若某個反應可以表示為兩個或更多個反應的總和，則總反應的平衡常數(shù)等于各反應平衡常數(shù)的乘積。反應(1)=反應(2)+反應(3)反應(1)=反應(2)－反應(3)反應(1)=－反應(2)反應(1)=n*反應(2).2.2.3化學平衡的有關計算多重平衡規(guī)則反應(1)=反應2.2.3化學平衡的有關計算

2.K

與

rHm

、

rSm

、

rGm

的關系

rGm(T)=rGm

(T)+RT?lnQ

rGm

(T)＝0=rGm

(T)+RT?lnK

rGm

(T)=－RT?lnK

則：

rGm(T)=－RT?lnK

+RT?lnQ.2.2.3化學平衡的有關計算2.K與rHm、K

與

rHm

、

rSm

、

rGm

的關系

設某一反應在不同溫度T1和T2時平衡常數(shù)分別為K1

和

K2

，則：因為：rHm

(T1)≈rHm

(T2)≈rHm

(298.15K)

rSm

(T1)≈rSm

(T2)≈rSm

(298.15K)得：.K與rHm、rSm、rGm的關系設某一例：計算298K時，反應H2(g)＋CO2(g)=H2O(g)+CO(g)在(1)標準狀態(tài)下(2)起始壓力為pH2＝4105Pa,pCO2＝5104Pa,pH2O＝2102Pa,pco＝5102Pa時的反應方向及該反應的Kθ。2.2.3化學平衡的有關計算.例：計算298K時，反應2.2.3化學平衡的有關計算.解（1）H2(g)＋CO2(g)=H2O(g)+CO(g)

fGm

/kJmol-1

0-394.4-228.6-137.2

rGm

=…=28.6KJmol-1>0標準狀態(tài)下正反應非自發(fā),逆向自發(fā)

rGm

＝-RTlnKθ

28600＝-8.314298

lnKθ

Kθ

=9.69810-62.2.3化學平衡的有關計算.解（1）H2(g)＋CO2(g)=HT不變，Kθ為常數(shù)，Kθ=9.69810-62.2.3化學平衡的有關計算例：298K時，H2(g)＋CO2(g)=H2O(g)+CO(g)在(1)標準狀態(tài)下(2)起始壓力為pH2＝4105Pa,pCO2＝5104Pa,

pH2O＝2102Pa,pco＝5102Pa時的反應方向及該反應的Kθ。解：(2)

rGm(T)=rGm

(T)+RT?lnQ.T不變，Kθ為常數(shù)，Kθ=9.69810-62.

H2(g)＋CO2(g)==H2O(g)+CO(g)

Q

=[(pco/pθ)·(pH2O/pθ)]/[(pH2/pθ)·(pCO2/pθ)]

={[5102/1105][2102/1105]}/{[4105/1105][5104/1105]}=510-6

<Kθ=9.69810-6

2.2.3化學平衡的有關計算∴

＜0反應朝正向自發(fā)進行.H2(g)＋CO2(g)==H2O(g)2.2.3化學平衡的有關計算3.平衡轉化率α反應進行程度也常用平衡轉化率表示。.2.2.3化學平衡的有關計算3.平衡轉化率α平衡轉化率例將1.20molSO2和2.00molO2的混合氣體，在800K和101.325kPa的總壓力下，緩慢通過V2O5催化劑使生成SO3，在恒溫恒壓下達到平衡后，測得混合物中生成的SO3為1.10mol.試利用上述實驗數(shù)據(jù)求該溫度下反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的SO2的轉化率。.平衡轉化率例將1.20molSO2和2.00mol平衡轉化率解：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)起始n(B)/mol1.202.000變化的n(B)/mol1.10平衡n(B)/mol-1.10-1.10/20.101.451.10.平衡轉化率解：2.2.4化學平衡的移動1.平衡移動

平衡是相對的、暫時的、有條件的。因條件變化使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉變到新的平衡狀態(tài)的過程，稱為化學平衡的移動。

呂·查德里(A.L.Le.Chatelier)原理：改變平衡系統(tǒng)的條件之一，如溫度、壓力或濃度，平衡就向減弱這個改變的方向移動。實際上也是系統(tǒng)在條件改變后，再一次考慮化學反應的方向和程度的問題。.2.2.4化學平衡的移動1.平衡移動呂·查德里(A.L.L2.2.4化學平衡的移動例C(s)+CO2(g)2CO(g)rHmθ>0吸熱平衡后，再使T↑若在密閉容器中反應，隨著正反應的進行，p總↑則：正反應進行得越徹底，Kθ↑則：使平衡向逆反應方向移動。.2.2.4化學平衡的移動例C(s)+C2.2.4化學平衡的移動2.判斷平衡移動的依據(jù)---反應商判據(jù).2.2.4化學平衡的移動2.判斷平衡移動的依據(jù)---反應商2.2.4化學平衡的移動與溫度的變化有關與濃度、壓力的變化有關.2.2.4化學平衡的移動與溫度的變化有關與濃度、壓力的變化2.2.4化學平衡的移動3.

濃度對化學平衡的影響aA(g)+bB(l)gG(aq)+dD(s)T一定時：增大反應物濃度(或分壓)，減小生成物濃度(或分壓)時，

Q減小，使得Q<Kθ，

rG<0,平衡正向移動；減小反應物濃度(或分壓)，增大生成物濃度(或分壓)時，

Q增大，使得Q>Kθ，

rG>0，平衡逆向移動。.2.2.4化學平衡的移動3.濃度對化學平衡的影響T一定2.2.4化學平衡的移動4.壓力對化學平衡的影響1)壓力對固相或液相的平衡沒有影響；2)反應前后計量系數(shù)不變的反應，壓力對它們的平衡也沒有影響；3)反應前后計量系數(shù)不同時：①增大壓力，平衡向氣體分子數(shù)目減少的方向移動；②減少壓力，平衡向氣體分子數(shù)目增加的方向移動。.2.2.4化學平衡的移動4.壓力對化學平衡的影響3)反應2.2.4化學平衡的移動5.溫度對化學平衡的影響

rHmθ，rSmθ在T不大，可認為是常數(shù)，則可以寫成如下形式：lnKθ＝A/T+B以lnKθ對1/T作圖，得一直線，則斜率為：

A=-rHm

/R.2.2.4化學平衡的移動5.溫度對化學平衡的影響2.2.4化學平衡的移動吸熱反應：

rHm

>0，直線斜率<0T升高，Kθ增大放熱反應：

rHm

<0，直線斜率>0T升高，Kθ減小A=-rHm

/R.2.2.4化學平衡的移動吸熱反應：rHm>0，直2.2.4化學平衡的移動歸納在平衡系統(tǒng)內，c反應物↑，平衡向正方向移動c產物↑，平衡向逆方向移動對于氣態(tài)物質存在的平衡，在容積不變時p↑，平衡向著減少氣體分子總數(shù)的方向移動。T↑，平衡向著降低溫度(吸熱，

rHmθ>0)的方向移動。.2.2.4化學平衡的移動歸納對于氣態(tài)物質存在的平衡，在容積第2章化學反應的基本原理和大氣污染作業(yè)：P10815、162.2化學反應進行的程度和化學平衡.第2章化學反應的基本原理和大氣污染作業(yè)：P108第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變2.2化學反應進行的程度和化學平衡2.3化學反應速率2.4大氣污染及其控制.第2章化學反應的基本原理和大氣污染2.1化學反應的方向第2章教學大綱2.3化學反應速率了解平均速率、瞬時速率的表達式理解濃度、溫度對化學反應速率的影響和反應級數(shù)了解活化能概念和催化劑（酶）及其作用特點.第2章教學大綱2.3化學反應速率.2.3化學反應速率2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)2.3.2化學反應速率的影響因素1.濃度與時間的定量關系2.溫度對速率常數(shù)的影響3.催化作用的影響2.3.3反應速率理論簡介2.3.4鏈反應和光化反應.2.3化學反應速率2.3.1化學反應速率和反應級數(shù).2.3.1化學反應速率及其表示法1.化學反應速率

用單位時間單位體積內發(fā)生的反應進度ξ隨時間的變化率。aA+bB====gG+dD化學反應速率(mol·L-1·s-1)化學計量數(shù)，有+、－值體積反應進度時間.2.3.1化學反應速率及其表示法1.化學反應速率化學反應2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)平均速率與瞬時速率(1)平均速率：某一有限時間間隔內濃度的變化量?；瘜W反應速率：(2)瞬時速率：時間間隔Δt趨于無限小時的平均速率的極限。.2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)平均速率與瞬時速率(1)2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)化學反應速率：反應速率與反應進度一樣，采用任何一種反應物或產物來表示的化學反應速率，其數(shù)值均相同。反應速率與反應進度一樣，與化學反應方程式的寫法有關。對于定容的氣相反應：.2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)化學反應速率：反應速率與反2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)基元反應和復合反應基元反應：由反應物只經過一步生成產物的反應。復合反應：

由兩個或兩個以上基元反應構成的化學反應。2.速率常數(shù)與反應級數(shù).2.3.1化學反應速率和反應級數(shù)基元反應和復合反應2.速率常數(shù)質量作用定律

在給定的溫度下，對于基元反應，反應速率與反應物濃度的乘積成正比。乘積中各濃度的指數(shù)等于反應方程式中相應物質的計量系數(shù)?；磻篴A＋bB＝gG＋dDk:速率常數(shù)，又稱為比速率+=na:反應物A的分級數(shù)速率的單位：mol·l-1·s-1n:總反應級數(shù).速率常數(shù)質量作用定律k:速率常數(shù)，又稱為比速率+速率常數(shù)一般反應速率方程α:反應物A的分級數(shù)++…=nn:總反應級數(shù)α，β必須通過實驗確定其值，基元反應，符合質量作用定律：α=a,β=b

通常α≠a,β≠b，為復合反應

.速率常數(shù)一般反應速率方程α:反應物A的分級數(shù)+速率常數(shù)k稱為反應的速率常數(shù):①

可理解為當反應物濃度都為單位濃度時的反應速率，故又稱為比速率；②k由化學反應本身決定，是化學反應在一定溫度時的特征常數(shù)。溫度一定，k有定值；③不同化學反應，在相同條件下，k值越大，反應速率越快；④k的單位：(濃度)1-n·(時間)-1即(mol·l-1)1-n·s-1.速率常數(shù)k稱為反應的速率常數(shù):①可理解為當反應物濃度都為單

=k(cA)0

=kcA

=k(cA)2

=k(cA)3/22.反應級數(shù)反應級數(shù)與速率常數(shù)k的單位零級反應一級反應二級反應級反應

k的單位：(mol·l-1)1-n·s-1.=k(cA)02.反應級數(shù)反應級數(shù)與速率常數(shù)k的2.3.2濃度的影響和反應級數(shù)3.濃度與時間的定量關系對于一級反應：AB一級反應的特征