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1、第一章 化学反应的一般原理第1页，本讲稿共70页第一章第一章 化学反应的一般原理化学反应的一般原理1.1 化学反应的方向化学反应的方向1.2 化学反应的限度化学反应的限度1.3 化学反应速率化学反应速率第2页，本讲稿共70页1.1.1 化学反应的能量变化化学反应的能量变化1.1.2 化学反应的自发性化学反应的自发性 1.1 化学反应的方向化学反应的方向第3页，本讲稿共70页1-1 化学反应的方向一、化学反应中的能量变化、反应热，反应焓变反应热（热效应）：化学反应中所吸收或放出的能量焓（）：物质的热含量，即物质内部可以转变为热的能量反应焓变（反应焓变（H）：）：H=H(产物产物)H(反应物反应物
2、)H，为放热反应；反之，则为吸热反应第4页，本讲稿共70页2 2、热化学反应方程式的写法、热化学反应方程式的写法 热化学反应方程式是计算化学反应热量的基本单元。反应热的测定由各种量热计来进行。由于大部分的化学反应是在等压条件下进行的，因此我们主要讨论等压热效应（等于焓变H）。下面是两个实例。热化学反应式与一般反应不同主要在于：(1)标明物质的物态或浓度;(2)热效应中标明反应的条件;(3)反应的系数可以是分数。H2(g)+O2(g)=H2O(g)H 298=-241.8 kJmol-1(1)H2(g)+O2(g)=H2O(l)H298=-285.8 kJmol-1(2)1212第5页，本讲稿共
3、70页H2(g)+O2(g)=H2O(g)H=-241.8 kJmol-1(1)H2(g)+O2(g)=H2O(l)H=-285.8 kJmol-1 (2)1212(1)标明物质的物态或浓度物质的能量与物质的状态或浓度有关，所以方程式中必须标明各物质的物态或浓度，s 表示固体(solid)，l 表示液体(liquid),g 表示气体(gas)。(2)在热效应中标明反应的条件主要指温度和压力，通常把压力为一个大气压通常把压力为一个大气压 (10(105 5 Pa)Pa)的条件称为标准态的条件称为标准态，在焓变的右上标用“”表示，非标态时要写上压力，温度是298K时，通常省略。如H（1 atm，2
4、98K）标为H（3）化学计量数方程式是热量计算的基本单元，化学式系数表示摩尔反应中各化学式物质的量的比例，称化学计量数，无量纲。可以是整数，也可以是分数。第6页，本讲稿共70页3、盖斯定律化学反应过程的热效应，它们的变化值只与始终态有关，而与反应的途径无关。所以反应过程的热效应不管是一步或分为多步完成，热效应是相同的。不管化学过程是一步完成或分为数步完成，这个过程不管化学过程是一步完成或分为数步完成，这个过程的热效应是相同的的热效应是相同的。H2O(l)H2(g)+O2(g)122H(g)+O(g)H2O(g)rHrH2rH1rH3rH=rH1+rH2+rH3第7页，本讲稿共70页盖斯定律计算
5、实例(1)H2(g)+O2=2H(g)+O(g)rH1=+676.1 kJmol-112(1)+(2)+(3):H2(g)+O2(g)H2O(l)12(2)2H(g)+O(g)=H2O(g)rH2=-917.9 KLmol-1(3)H2O(g)=H2O(l)rH3=-44.0 kJmol-1rH=rH1+rH2+rH3=676.1-917.9-44.0=-285.8 kJmol-1所以盖斯定律又可表达为:一个化学反应的焓变等于各分步反应的焓一个化学反应的焓变等于各分步反应的焓变之和。变之和。第8页，本讲稿共70页盖斯定律的应用从一些已知反应热数据求出另外的热反应数据。C(石墨)+O2(g)=C
6、O2(g)rH1=-393.5 kJmol-1rH3=rH1-rH2=-393.5+283=-110.5 kJmol-1上述第3步的反应是很难由实验测得,而第1和第2步反应都可从实验测得,因此用盖斯定律就不难求出一些难以从实验中得到的数据 CO(g)+O2(g)=CO2(g)rH2=-283 kJmol-112则=-:C(石墨)+O2(g)=CO(g)12第9页，本讲稿共70页4 4、生成热（生成焓）生成热（生成焓）在标准压力和指定温度下，由最稳定单质生成一摩尔物质时的等压热在标准压力和指定温度下，由最稳定单质生成一摩尔物质时的等压热效应，称为该物质的标准摩尔生成热，简称生成热，用符号效应，称
7、为该物质的标准摩尔生成热，简称生成热，用符号f fH Hm m表表示示。（下标m通常略去）单位是单位是kJmolkJmol-1-1稳定单质稳定单质fHm=0稳定单质1 mol 物质fHm=rHm 稳定单质反应物生成物rH1rH2rHmrH1=-(fHi)反应物rH2=(fHi)生成物 r rH Hm m=(f fH Hi i)生成物生成物-(f fH Hi i)反应物反应物 生成热必须指明温度，298K可省略去。常见物质的生成热可以在化学手册上查找到。第10页，本讲稿共70页例题计算 3CO(g)+Fe2O3(s)2Fe(s)+3CO2(g)的反应热。解：查表求出各物质的生成热如下：CO(g)
8、Fe2O3(s)Fe(s)CO2(g)fH(kJmol-1)-110.5 824 0 -393.5rH=(fH)产(fH)反 =3(-393.5)3(-110.5)824-1673(kJmol-1)1、求反应热时,要注意将生成热的数据乘上反应式中的相应计量系数。2、查表时，要注意物质的物态相符。如H2O(l)和 H2O(g)的热力学数据是不同的。注意第11页，本讲稿共70页 状态函数状态函数 描述体系状态的宏观性质物理量，它们间有一定的函数关系，因此称这些物理量为体系的状态函数。状态函数的特点状态函数的特点：状态函数的变化值只决定体系的始态和终态，而与变化的过程无关。始态值状态函数变化值终态值
9、第12页，本讲稿共70页二、化学反应的自发性-1 -1 反应的自发性反应的自发性一自发过程一自发过程在一定条件下不需外力作用就能在一定条件下不需外力作用就能进行的过程称为自发过程。进行的过程称为自发过程。如水往低处流，铁的生锈，天然气的燃烧，气体的扩散，.等等，都是自发过程。二自发反应二自发反应自发地向正反应方向进行的化学反应自发地向正反应方向进行的化学反应称自发反应称自发反应。自发反应的特点.向有序性增大方向向有序性增大方向(混乱度减小方向混乱度减小方向)进行的自发反进行的自发反应，一定是放热反应应，一定是放热反应；如：酸碱中和反应，化合反应，单质的氧化反应，离子的水合作用等等。.向吸热反应
10、方向进行的自发反应，一向吸热反应方向进行的自发反应，一定是混乱度增大的方向定是混乱度增大的方向。如：水解反应，分解反应，溶剂的挥发，冰的融化，.等等。第13页，本讲稿共70页-2 熵(Entropy)一、熵一、熵（S）熵与U、H等一样，是体系的一种属性，是体系的状态函数，用符号“S”来表示，熵是描述体系混乱度大小的物理量，熵值越大，体系的混乱度越大。例如：同种物质的不同物态，SsSlSg。大部分的自发过程是熵增大过程。例如水解反应，分解反应，溶剂的挥发，冰的融化等都是熵增大的过程。1 1热力学第三定律热力学第三定律在在0 0时，任何物质完美晶体的熵值为零时，任何物质完美晶体的熵值为零。2 2标
11、标准准熵熵在在标标准准压压力力下下，molmol纯纯物物质质的的熵熵值值叫叫做做标标准准熵熵。用符号S表示，单位是J.K-1.mol-1。第14页，本讲稿共70页化学反应的熵变用rS表示。对于一般反应：aA+bB=dD+eE rS=(S)产(S)反 3、化学反应的熵变、化学反应的熵变根据热学第三定律和熵的单位，可以知道，S与H、U不同，熵的绝对值是可以用实验方法测定出来的，它的大小与物质的温度、物质的量有关。例 求反应2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的标准熵变。解：查表(附录二)求出各物质的标准熵如下：HCl(g)H2(g)Cl2(g)S(JK-1mol-1)186.6 130 223
12、rS130+223-2186.6=-20.2（JK-1mol-1）物质的熵值随温度增大而增大，而化学反应的熵变随温度的变化并不大，因此在近似计算中常用298K的熵值计算反应的熵变。第15页，本讲稿共70页-3 自由能(Free Energy)U、H、G、S都是体系的状态函数，均为广度性质，但U、H、G的绝对值均不能确定，只能求其变化值,S的绝对值是可以用实验方法测定的。一自由能（G）G H G H TS TS热力学上把热力学上把H-TSH-TS定义为体系的一个状态函数，叫做自由能定义为体系的一个状态函数，叫做自由能（又叫吉布斯自由能）用符号“G”表示。由美国数理学家吉布斯(J.W.Gibbs)
13、于1876年提出）。等温过程自由能变(G)H1 G1 S1 TH2 G2 S2 T等温过程G=G2-G1=(H2-TS1)-(H1-TS1)G=HTS(封闭体系、等温过程)吉布斯-亥姆霍兹公式第16页，本讲稿共70页二自由能变与化学反应的自发性1 1、自由能变与过程的自发性关系、自由能变与过程的自发性关系(1).如果G0，过程是非自发的；(3).如果G0，体系处于平衡态。封闭体系在等温等压不做其他功的条件下 G=HTS在等温等压条件下，对于放热反应(H0)，当熵增大时，体系的自由能变为负值，因此，凡是熵增大的放热反应，都凡是熵增大的放热反应，都是自发反应是自发反应。2、自由能的物理意义、自由能
14、的物理意义自由能的物理意义是表示体系做功的本领，在变化过程中，自由能减少，意味着体系可以对环境做有用功。如水往低处流可用于做机械功，自由落体也可用于做机械功，物质的燃烧放出的热能可用于转化为其他能量而做功第17页，本讲稿共70页 rH rS rG 反应方向和方式 +自发进行，不受温度影响 由公式 rG =rH TrS 得，T 较小时，自发进行+T 较大时，不能自发进行 +不能自发进行，不受温度影响 +T 较小时，不能自发进行 T 较大时，自发进行这四种类型又可归纳为两种：1、r rH H、r rS S异号时，异号时，r rG G与与r rH H同号同号2 2、r rH H、r rS S同号时，
15、同号时，高温有利于吸热反应；高温有利于吸热反应；低温有利于放热反应。低温有利于放热反应。第18页，本讲稿共70页2标准生成自由能在标准大气压下，由稳定单质生成一摩尔纯物质时的自由在标准大气压下，由稳定单质生成一摩尔纯物质时的自由能变化称为该物质的标准生成自由能变化，简称标准生成能变化称为该物质的标准生成自由能变化，简称标准生成自由能自由能。用符号fG0表示。标准生成自由能的定义与标准生成焓是类似的稳定单质反应物生成物rG1rG2rGm稳定单质稳定单质fGm=0稳定单质1 mol 物质fGm=rGm rG1=-(fGi)反应物 rG2=(fGi)生成物 r rG Gm m=(f fG Gi i)
16、生成物生成物-(f fG Gi i)反应物反应物 生成自由能必须指明温度，298K可省略第19页，本讲稿共70页与焓一样，与焓一样，规定稳定单质的标准生成自由能和H+离子的标准生成自由能为零。例求反应4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)的正、逆反应的rG0，并指出反应向那一方向自发进行。解：查表求各物质的fG：H2O(l)NO(g)NH3(g)O2(g)fG(kJmol-1)-237.2 +86.6 -16.5 0rG正=(fG)产(fG)反 =6(-237.2)486.64(-16.5)=-1010.8(kJmol-1)rG逆=-rG正=1010.8 kJmol-1答：
17、在标准状态下，正反应可以自发进行。必须注意，用rG来判断反应的方向，应是在标准大气压下和等温且不做其他功的条件，非标准态的反应只能用G来判断。第20页，本讲稿共70页在化学反应中。rHrS随温度的变化不大，在计算中通常用298K的数据：G(T)H(298K)TS(298K)非标态下：G(T)H(298K)TS(298K)第21页，本讲稿共70页计算石灰石分解的最低温度。解：石灰石分解反应：CaCO3(g)CaO(s)+CO2(g)查表求:fH(kJmol-1)S（JK-1mol-1）-1206.9 -635.1 -393.592.9 39.7 213.6rH(298K)=178.3kJmol-
18、1 rS(298K)160.4 JK-1mol-1298K时，rG(298K)rH(298K)298rS(298K)=178.3298160.410-3=130.5(kJmol-1)在高温下开始反应时rG=rH(298K)-TrS(298K)=1112 K rH(298K)rS(298K)所以，石灰石的分解反应，常温下不能进行，高温下分解的最低温度为1112 K。第22页，本讲稿共70页-化学反应的限度化学反应的限度一一.可逆反应和化学平衡可逆反应和化学平衡可逆反应和可逆反应和不可逆反应不可逆反应在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的反应称为可逆可逆反应反应。如果反应只能向一个方
19、向进行，则称不可逆反应不可逆反应。反应物产物可逆反应 反应物产物不可逆反应不可逆反应有时用箭头表示第23页，本讲稿共70页可逆反应是化学反应的普遍现象，不可逆反应是相对的。例如：2KClO3 2KCl+3O2N2O4 2NO2N2+3H2 2NH3反应物生成物正反应速度V1逆反应速度V2V1V2:反应正向进行V1 V2:不可逆反应化学平衡化学平衡在可逆反应中，正逆反应的速度相等时，体系所处的状态称为化学平衡。化学平衡是一种动态平衡，平衡条件包括体系各物质的浓度、温度，条件改变，平衡将发生移动。请看 N2O4 2NO2 平衡体系的实验结果第24页，本讲稿共70页化学平化学平衡特点衡特点1.只有在
20、恒温条件下，封闭体系中进行的可逆反应，才能建立化学平衡，这是建立化学平衡的前提前提。2.正逆反应速度相等是化学平衡建立的条件条件。3.平衡状态是封闭体系中可逆反应进行的最大限度，各物质浓度都不再随时间改变，这是建立平衡的标志标志。4化学平衡是有条件的平衡。当外界因素改变时，正、逆反应速度发生变化，原有平衡将受到破坏，直到建立新的动态平衡。第25页，本讲稿共70页1.1.平衡常数平衡常数一、化学一、化学平衡定律平衡定律在一定温度下，某个可逆反应达到平衡时，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比是一个常数。这个关系称为平衡定律。平衡定律表平衡定律表达式达式K=Ee DdAa Bb注意
21、：1.平衡状态，平衡体系各物质浓度保持不变，但各物质浓度值与初浓度有关2.平衡常数与各物质初浓度无关，但与温度有关。aA+bB eE+dD二二.平衡常数平衡常数 多重平衡规则多重平衡规则第26页，本讲稿共70页标准平衡常数标准平衡常数、K 将浓度或分压分别除以各自的标准态，即得相对浓度或相对分压。例：浓度 A =5 mol dm 3 相对浓度为 故相对浓度和相对分压都是没有单位的量。平衡时，相对浓度和相对分压当然也将保持不变。分压pA=10 1.013 10 5 Pa 相对分压为 第27页，本讲稿共70页 对溶液反应 a A(aq)+b B(aq)g G(aq)+h H(aq)平衡时 对气相反
22、应 a A(g)+b B(g)g G(g)+h H(g)平衡时 对于复相反应，如 CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)K 称为标准平衡常数标准平衡常数第28页，本讲稿共70页二、书写平衡常数关系式的规则二、书写平衡常数关系式的规则原原 则则各项平衡浓度项只包括浓度可以变化各项平衡浓度项只包括浓度可以变化的项的项(即变量即变量)。1.关系式中不包括固体和纯液体物质浓度项(因为它们的浓度为常数)，只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。2.水溶液中的反应如有水参加，水浓度为常数，不写在平衡关系式中。但对非水溶液反应，如有水生成或有水参加，必须写上。如醋酸和乙醇的酯化反应:K=CH3COOC2H5
23、 H2O CH3COOHC2H5 OH C2H5OH+CH3COOH CH3COOC2H5+H2OK=Ee DdAa Bb第29页，本讲稿共70页3.同一化学反应，平衡常数关系式因化学方程式的写法不同而异。4.对于气态反应，除了可以用平衡常数Kc表示外,还可以用压力平衡常数表示。N2O4(g)NO2(g)K2=K1=0.602NO2(g)N2O4(g)K3=2.781K1N2O4(g)2NO2(g)K1=0.36Kc=Ee DdAa BbaA+bB eE+dDKp=PE e PDdPAa PBbKp称压力平衡常数Kc和Kp的关系可以推导如下piV=niRT pi=ciRTKp=Kc(RT)(e
24、+d-a-b)nERTe nDRTdnARTa nBRTb令e+d-a-b=nKp=Kc(RT)nK=Ee DdAa Bb想一想：在什么条件下 Kp=Kc第30页，本讲稿共70页、平衡常数是温度的函数,温度不变,平衡常数不变;、对于一个特定的气相反应,在一定温度下,无论化学平衡是如何达成的,达到平衡是,每一种气体的分压具体数值可大可小,但是总的来看,所用气体分压之间的关系,必须遵从平衡常数的制约。第31页，本讲稿共70页2.2.混合气体分压定律混合气体分压定律一分压力分压力 分体积分体积假设在一个容器中用若干个隔板隔开着若干种气体n1 V1 T Pn2 V2 T Pn3 V3 T PnT VT
25、 T PnT=n1+n2+n3VT=V1+V2+V3 P=nTRTVT(n1+n2+n3)RTVT=+n1RTVTn2RTVTn3RTVTP=P1+P2+P3VT=nTRTP(n1+n2+n3)RTP在相同温度下，i 组分气体的分分压压力力等于它占有与混合气体相同体积时的压力。用Pi表示在相同温度条件下,组分气体的分分体体积积等于混合气体相同压力时所占的体积。用Vi表示=n1RTPn2RTPn3RTP抽开隔板P=P1+P2+P3+.VT=V1+V2+V3+.第32页，本讲稿共70页二、体积分数、摩尔分数、分压定律二、体积分数、摩尔分数、分压定律组份气体的分体积与混合气体的总体积之比称体积分数体
26、积分数。用xi表示。Xi=ViVT组份气体物质的量与混合气体各组份物质的量的总和之比称摩摩尔尔分分数数。用NI表示。Ni=ninTVi=n1RTPVT=nTRTPXi=ViVT=NininT混合气体的总压力等于各组分气体分压之和，这个定律称为分压定律分压定律。P=P1+P2+P3+.类似上述推导可得出:=PiPTninTPi=Ni PT第33页，本讲稿共70页结论:分压力或分体积,不是混合前的压力和体积,应根据混合后的体积来计算。例在298K时，将压力为3.33104的氮气0.2L和压力为4.67104的氧气0.3L移入0.3 L的真空容器，问混合气体中各组分气体的分压力、分体积和总压力各是多
27、少？从答案中可以得到什么结论？解:根据 p1V1=p2V2 求混合气体得分压：P =3.33104Pa=2.22104 Pa 0.20.3N2P =4.67104Pa=4.67104 Pa 0.30.3O2总压:PT=2.22104+4.67104=6.89104 Pa根据:Vi=XiVT=VTPiPTV =0.3=0.097(L)N22.221046.89104V =0.3=0.203(L)O24.671046.89104第34页，本讲稿共70页3.3.多重平衡规则多重平衡规则某个反应可以表示为两个反应的和某个反应可以表示为两个反应的和(或差或差)，则总反应，则总反应的平衡常数等于各分反应平
28、衡常数之积的平衡常数等于各分反应平衡常数之积(或商或商)。这个关系称为多重平衡规则多重平衡规则。同理：=-K1=K3/K2=+K3=K1K2H2OCOH2CO2H2OH2O2O2COCO2推论:反应m=反应 K1m=K2 反应m=反应 K11/m=K2注意：在处理多重平衡关系中,所有平衡常数必须在同一个温度。H2(g)+O2 H2O(g)CO2(g)CO(g)+O2 H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g)K3 K1=H2O/H2O2K2=COO2/CO2第35页，本讲稿共70页 (1)H2(g)+S(s)=H2S(g)K(1)=1.0*10-3 (2)S(s)+O2(g)=SO2(g
29、)K(2)=5.0*106 (3)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)K(3)=5*1021求 (4)2H2S(g)+SO2(g)=S(s)+2H2O(g)的 k(4)2 H2S(g)=H2(g)+S(s)K(1)=1.0*10-3-2 SO2(g)=S(s)+O2(g)K(2)=5.0*106-1+)2H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)K(3)=5*1021 22H2S(g)+SO2(g)=S(s)+2H2O(g)k(4)=K(1)-2 K(2)-1 K(3)2 第36页，本讲稿共70页三、平衡计算三、平衡计算 例 某温度下反应 N2(g)+3 H2(g)2 NH3(g)达到平
30、衡时，测得 NH3 =4 mol dm3，N2 =3 mol dm3，H2 =9 mol dm3，求该温度时反应的平衡常数 Kc。Kc =7.3 103(mol dm3)2 解:第37页，本讲稿共70页 例 求 2 NO2(g)N2O4(g)298 K 时的 K 解：查表得 f Gm(NO2，g)=51.30 kJmol 1 f Gm(N2O4，g)=97.82 kJmol 1 故故 K =6.88 rGm =f Gm(N2O4，g)2 f Gm(NO2，g)=97.82 51.30 2=4.87(kJmol 1)注意 利用 rGm ，通过公式 求得的平衡常数一定是 K 。第38页，本讲稿共7
31、0页四、四、标准平衡常数标准平衡常数K 和和 rG m 的关系的关系 1、化学反应等温式、化学反应等温式 化学反应 a A(aq)+b B(aq)c C(aq)+e E(aq)在某时刻，各物质的浓度并非标准态，此时的反应商为 J。rGm =rGm +RTlnJ 化学热力学中有如下关系式，表明 rGm，J 和 rGm 三者之间的关系：第39页，本讲稿共70页 0 非自发 故化学反应等温式 rGm =rGm +RTlnJ 变为 0=rGm +RTln K 即 rGm=RTln K 这就是化学反应等温式。用该式可以求出 rGm，以做为非标准态下化学反应进行方向的判据。当体系处于平衡时 有 rGm=0
32、，同时J=K第40页，本讲稿共70页 这个式子将非标准态下的两种判据联系起来:(质量判据)J K 时，反应正向进行，由公式得 rGm K 时，反应逆向进行，由公式得 rGm 0 ；J=K 时，反应达到平衡，由公式得 rGm=0 。将 rGm =RTlnK 代入化学等温式，得 rGm =RTlnK +RTlnJ 这一公式极为重要，它将两个重要的热力学数据 rGm 和 K 联系起来。即 rGm=RTln(J/K)第41页，本讲稿共70页五.化学平衡的移动因为条件改变，旧的平衡被破坏，引起混合物中各物质百分含量随之改变，从而达到新平衡状态的过程叫做化学平衡移动。1 1 浓度对浓度对化学平衡的化学平衡
33、的影响影响在其它条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生在其它条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓度（成物浓度（QcKcQcKcQcKc)，化学平衡，化学平衡向着逆反应方向移动。向着逆反应方向移动。化学平衡移动原理的应用1.在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经常用过量的另一物质和它作用如硫酸工业中的SO2的转化反应：2SO2+O2 2SO3实际生产上是吹入过量的空气提高SO2的转化率Qc=Ee DdAa Bb第42页，本讲稿共70页2.不断地将生成物从反应体系中分离出来，则平衡将不断地向生成物的方向移动。如前面提到的酯化反应：C2H5OH+CH3COOH CH3COOC2H5+
34、H2O能及时地把水除去可以使酯化反应完全。模拟实验：在FeCl3+NH4SCN 溶液中加入少许固体NH4SCN，观察溶液颜色的变化。FeCl3NH4SCNFe(SCN)3Fe(SCN)63-加入固体NH4SCN第43页，本讲稿共70页2 2 压力对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响对于有气相参加的反应，压力的改变，对于气态物质浓度均有影响，对化学平衡的影响较为复杂。一、n0时,其它条件不变时,增大总压力,平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，平衡向气体分子数增加的方向移动。P 2NH3P N2P 3H2Kp=体系压力增大一倍时：Qp22-4Kp Kp平衡向逆反应(分子数增大)方向移动。二、n0
35、时，在等温下，增加或降低总压力，对平衡没有影响三、对于溶液中进行的反应，改变总压力对平衡几乎没有影响。因为压力对溶液的体积影响极小如:N2(g)+3H2(g)2NH3压力对平衡的影响第44页，本讲稿共70页3 温度对化学平衡的影响温度可以改变平衡常数，因此改变温度，对于有热效应的反应，可以使平衡移动。升高温度(0)，平衡向吸热方向(rHO0)移动，降低温度(0)，平衡向放热方向(rHO0)移动。催化剂只能改变化学平衡的到达时间,但不能使平衡移动模拟实验:把淡黄以的三氯化铁溶液分别加入到冷水和热水中,观察现象。FeCl3+H2O Fe(OH)3+3HCl加热促进水解进行形成Fe(OH)3溶胶温度
36、对平衡的影响第45页，本讲稿共70页在温度变化范围不大时第46页，本讲稿共70页当温度为T1时，当温度为T2时，两式相减得：由此式可见，对于吸热反应，温度升高，K增大;对于放热反应,温度升高,K减小。第47页，本讲稿共70页4 勒夏特里(A.L.le Chatelier)原理假如改变平衡系统的条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。这是一条普遍的规律，适用于所有的动态平衡(包括物理平衡)。平衡反应物生成物浓度、压力、温度第48页，本讲稿共70页1-3 1-3 化学反应速度化学反应速度一、化学反应速度的表示法化学反应速度是用单位时间内反应物浓度的减少或化学反应速度是用单位时
37、间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示生成物浓度的增加来表示。常用单位是molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1等等1 1、平均速、平均速度度(V)(V)某物质浓度的变化值c与反应前后所用时间t的比值称为平均速度平均速度，表示为：V=或(c)产tV=-(c)反t由于反应物的浓度是减少的,所以在变化值前加上负号以使速度的值为正值。第49页，本讲稿共70页2、瞬时速瞬时速度度当t趋近于0时的反应速度称为瞬时速度，用符号“V”表示。对于一般反应：aA+bB =dD+eE3 3、不同物质表示的反应速度间的关系、不同物质表示的反应速度间的关系V=lim =(c)产t0tdC产
38、dtV=lim =-(c)反t0tdC反dtV(A):V(B):V(D):V(E)=a:b:d:e=V(A)V(B)V(D)V(E)abdeV=斜率=-cttCctV(A)=-dCA dt（余者类推）第50页，本讲稿共70页 二影响化学反应速率的因素内因：性质外因：C、T、催化剂1、浓度对化学反应速率的影响 1863年挪威化学家古德贝格和瓦格 质量作用定律：恒温下反应速率与反应物浓度幂的积成正比第51页，本讲稿共70页aA+bB=cC+dDV=kCm（A）Cn（B）经验速率方程 k 速率常数 （1）反应不同 k不同，同一反应k与反应温度、催化剂有关，与反应物浓度压力无关 （2）C、T一定，k值
39、越大，反应速率越大 （3）K有单位由m+n决定 (4)m、n反应级数、m+n总反应级数第52页，本讲稿共70页基元反应：一步完成的反应 m=a n=b非基元反应：多步完成的反应 m、n由实验测定C2H2Br2+3KI=C2H4+2KBr+KI 3 C2H2Br2+KI=C2H4+KBr+I+Br 慢反应V=kC(C2H2Br2)C(KI)第53页，本讲稿共70页 速率方程的确定初始速率法研究反应:的速率方程可知:第54页，本讲稿共70页2、温度对化学反应速率的影同一反应，温度不同k同升高温度k增大反应速率增大 k 与1/T的关系 啊仑尼乌斯公式：第55页，本讲稿共70页阿累尼乌斯公式1819年
40、阿累尼乌斯总结出了速度常数与热力学温度关系的经验公式k=Ae-EaRT式中：A称频率因子或指前因子ln k=+lnA-EaRT由于温度T在指数项，所以它的微小变化就会引起平衡常数的较大变化。Ea称为活化能，受温度影响，但影响不大，通常忽略温度的影响。T热力学温度。R气体常数。注意：Ea的单位与R的单位要一致；在阿累尼乌斯公式中，k是无量纲的第56页，本讲稿共70页、由不同温度的速度常数作图法求反应的活化能Eak=Ae-EaRTln k=+lnA-EaRT把右式改写成以10为底的对数形式：lg k=-+lg AEa2.303RT由于Ea受温度的影响不大,所以lg k 对1/T作图是一条直线：由斜
41、率就可求出活化能:Ea=-2.303R斜率计算时，R的单位取8.314 JK-1mol-1，则Ea的单位是Jmol-1。斜率=-Ea2.303R截距=lgAlgk1T*第57页，本讲稿共70页k-t 关系图 k-t 图 lnk-1/t 图第58页，本讲稿共70页 Arrhenius方程的应用方程的应用（1）已知.求（2）.求出 后可以推知 时的R活化能的数量级在 多数 为R 与 具有相同的量纲,对反应级数不同的反应,其单位不同。1第59页，本讲稿共70页3 催化剂对化学反应速率的影响催化剂:存在少量就能加快反应而本身最后并 无损耗的物质。催化作用的特点：只能对热力学上可能发生 的反应起作用通过
42、改变反应途径以缩短达到平衡的时间只有在特定的条件下催化剂才能表现活性通过改变催化剂可以改变反应产物第60页，本讲稿共70页催化剂对反应活化能的影响催化剂对反应活化能的影响第61页，本讲稿共70页 三 反应速率理论和反应机理简介宏观方法:研究反应速率与浓度、温度的关系微观方法:对宏观实验现象的解释包括碰撞理论和活化络合物理论等1 1 碰撞理论碰撞理论2 2 活化络合物理论活化络合物理论(过渡态理论过渡态理论)3 3 活化能与反应速率活化能与反应速率第62页，本讲稿共70页1 1 碰撞理论碰撞理论 以气体分子运动论为基础,主要用于气相双分子反应对于反应发生反应的两个基本前提:有效碰撞 发生碰撞的分
43、子应有足够高的能量发生碰撞的分子应有足够高的能量 碰撞的几何方位要适当碰撞的几何方位要适当第63页，本讲稿共70页v活化分子：能发生有效碰撞的分子v活化能：反应物分子转变为活化分子所需的能量即活化分子最低能量与反应物分子的平均能量之差v每一个反应都有其特有的活化能内因v一定温度下活化能越大的反应，其活化分子百分数越小反应越慢。第64页，本讲稿共70页活化能降低使活化反应分子数增加活化能降低使活化反应分子数增加第65页，本讲稿共70页NONO2 2与与O O3 3反应的示意图反应的示意图第66页，本讲稿共70页2 2 活化络合物理论活化络合物理论(过渡态理论过渡态理论)以量子化学对反应过程中的能量变化的研究为依据,认为从反应物种到生成物种之间存在一个过渡态.对反应：第67页，本讲稿共70页 NO+O3 NO2+O2 O N O O O第68页，本讲稿共70页化学反应过程中能量变化曲线化学反应过程中能量变化曲线第69页，本讲稿共70页3 3 活化能与反应速率活化能与反应速率浓度影响当温度一定，某反应的活化能也一定时,反应系统的活化分子数也一定,浓度增大,活化分子数增多,反应速率增大;温度影响当浓度一定,温度升高，活化分子数百分数增多,反应速率增加。第70页，本讲稿共70页