*第二章化學反應的一般原理教學要點了解化學變化過程中的熱效應、恒容反應熱和恒壓反應熱的概念與測定；會寫熱化學方程式；掌握熱力學第一定律和蓋斯定律3.

應用熱力學函數進行、、計算，根據熱力學函數進行反應自發(fā)性的判斷。4.

掌握吉布斯-赫姆霍茲公式，計算及其應用。*5.了解反應速率的概念、反應速率理論。6.掌握濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響、掌握速率常數k的特點7.了解化學平衡的概念，掌握K?的意義、表示方法及有關計算，掌握多重平衡計算8.利用化學反應的等溫方程式計算ΔrGm，并判別反應方向9.掌握濃度、溫度、壓力對K?及化學平衡的影響第二章化學反應的一般原理

熱力學是在研究提高熱機效率的實踐中發(fā)展起來的，用熱力學的理論和方法研究化學，產生了化學熱力學。

化學熱力學可以解決化學反應中能量變化，同時可以解決化學反應進行的方向和進行的限度等問題，主要解決化學反應中的三個問題：化學反應中能量是如何轉化；化學反應的方向性；反應進行的程度。

第二章化學反應的一般原理*第二章化學反應的能量和方向§2-1熱力學基礎知識§2-2熱化學§2-3化學反應的方向§2-4化學反應速率§2-5化學平衡*§2-1熱力學基礎知識一、化學反應計量式和反應進度滿足質量守恒定律的化學反應方程式

物質B的化學計量數*

3.010.002.07.02.0

1.55.53.0例2-1一、化學反應計量式和反應進度反應進度必須對應具體的反應方程式！單位反應進度*

在科學研究時必須先確定研究對象，把一部分物質與其余分開，這種分離可以是實際的，也可以是想象的。這種被劃定的研究對象稱為系統(tǒng)，亦稱為物系或體系。

與系統(tǒng)密切相關、有相互作用或影響所能及的部分稱為環(huán)境。二、系統(tǒng)與環(huán)境*系統(tǒng)分類根據系統(tǒng)與環(huán)境之間的關系，把系統(tǒng)分為三類：（1）敞開系統(tǒng)（opensystem）系統(tǒng)與環(huán)境之間既有物質交換，又有能量交換。二、系統(tǒng)與環(huán)境*

（2）封閉系統(tǒng)（closedsystem）系統(tǒng)與環(huán)境之間無物質交換，但有能量交換。二、系統(tǒng)與環(huán)境*

（3）孤立系統(tǒng)（isolatedsystem）

系統(tǒng)與環(huán)境之間既無物質交換，又無能量交換，又稱為隔離系統(tǒng)。二、系統(tǒng)與環(huán)境*1.狀態(tài)：由一系列表征系統(tǒng)性質的物理量（如溫度、壓力、形態(tài)等）所確定下來的系統(tǒng)的存在形式稱為體系的狀態(tài)。2.狀態(tài)函數——描述系統(tǒng)性質的物理量。若系統(tǒng)的一個狀態(tài)函數或幾個狀態(tài)函數發(fā)生了改變，則系統(tǒng)的狀態(tài)也發(fā)生了變化。三、系統(tǒng)的狀態(tài)函數*3.狀態(tài)函數特點：①狀態(tài)一定,狀態(tài)函數一定。②狀態(tài)變化,狀態(tài)函數也隨之而變,且狀態(tài)函數的變化值只與始態(tài)、終態(tài)有關,而與變化途徑無關。始態(tài)終態(tài)（Ⅱ）（Ⅰ）三、系統(tǒng)的狀態(tài)函數

4.狀態(tài)函數分類

一類反映系統(tǒng)“質”的特征，稱為系統(tǒng)的強度性質，數值上不隨體系中物質總量的變化而變化，如：溫度、密度、熱容、壓力等。不具有加和性；另一類反映系統(tǒng)“量”的特征，稱為系統(tǒng)的廣延性質，與體系中物質的量成正比，如：體積、質量、內能、焓、熵等，具有加和性。三、系統(tǒng)的狀態(tài)函數*狀態(tài)變化的經過，稱為過程定溫過程：始態(tài)、終態(tài)溫度相等，并且過程中始終保持這個溫度。T1=T2定壓過程：始態(tài)、終態(tài)壓力相等，并且過程中始終保持這個壓力。p1=p2定容過程：始態(tài)、終態(tài)容積相等，并且過程中始終保持這個容積。V1=V2四、過程與途徑*途徑：系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)的變化，可以由不同的方法來實現，這些不同的方法稱為不同的途徑。四、過程與途徑*

1.熱(Q)

系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。熱不是狀態(tài)函數。規(guī)定：系統(tǒng)吸熱：Q>0；系統(tǒng)放熱：Q<0。五、熱和功*2.功(W)

系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量。規(guī)定：系統(tǒng)對環(huán)境做功，W<0（失功）環(huán)境對系統(tǒng)做功，W>0（得功）五、熱和功*peV1體積功：功不是狀態(tài)函數五、熱和功*熱力學能(U)：系統(tǒng)內所有微觀粒子的全部能量之和，也稱內能。

U是狀態(tài)函數。

熱力學能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關，與變化途徑無關。六、熱力學第一定律*

Q、W

狀態(tài)（I）狀態(tài)（II）

U1U2

六、熱力學第一定律U2=U1+Q+W熱力學第一定律數學表達式：

ΔU=U2–U1

=Q+W

●熱力學第一定律：

能量具有不同的形式，它們之間可以相互轉化，而且在轉化過程中，能量的總值不變。*例1:

某封閉體系在某一過程中從環(huán)境中吸收了50kJ的熱量，對環(huán)境做了30kJ的功，則體系在過程中熱力學能變?yōu)椋害體系

=（+50kJ）+（-30kJ）

=20kJ體系熱力學能凈增為20kJ；六、熱力學第一定律返回*對于封閉系統(tǒng)，在定容過程中，

V=0，W=0QV為定容反應熱。一、化學反應的熱效應§2-2熱化學1、定容熱：*在定壓過程中，2、定壓熱一、化學反應的熱效應*

3、焓：

任何物質都有其內在的熱含量，人為地把它定名為焓，用H表示。物質內部可供轉化為熱的能量。焓值越低,穩(wěn)定性就越高;反之亦然。一、化學反應的熱效應*

一種物質的絕對焓，即它內在的熱含量，是無法測定的，但物質從一種狀態(tài)變化到另一種狀態(tài)的焓變△H是能夠測定的。例如，液態(tài)水和水蒸氣的焓都是無法知道的，但從液態(tài)水變?yōu)樗魵獾撵首兪强梢詼y定的，即水的摩爾蒸發(fā)焓△vapHm是40.6kJ·mol-1。一、化學反應的熱效應*ΔH的物理意義：在封閉體系中，在等壓及只做體積功的條件下，過程吸收或放出的熱全部用來增加或減少體系的焓。

ΔH=Qp

焓(H):是狀態(tài)函數，等壓反應熱就是體系的焓變。一、化學反應的熱效應*4、反應熱效應：物質在發(fā)生化學變化時，通常伴隨放熱或吸熱，當生成物與反應物的溫度相同時，化學反應過程吸收或放出的熱量，叫做反應熱效應。一、化學反應的熱效應*熱化學方程式：

表示化學反應及其反應熱(標準摩爾焓變)關系的化學反應方程式。2H2(g)+O2(g)2H2O(g)(298.15K)=-483.64kJ·mol-1稱為反應的標準摩爾焓變。一、化學反應的熱效應*氣體：T，p=p=100kPa液、固體：T，p下，純物質溶液：溶質B，bB=b=1mol·kg-1cB=c=1mol·L-1標準狀態(tài)：一、化學反應的熱效應*

聚集狀態(tài)不同時，不同。2H2(g)+O2(g)2H2O(l)(298.15K)=-571.66kJ·mol-1

化學計量數不同時，不同。H2(g)+O2(g)H2O(g)(298.15K)=-241.82kJ·mol-1一、化學反應的熱效應*5、標準摩爾生成焓

在溫度T下,由參考狀態(tài)單質生成物質B(νB=+1)的標準摩爾焓變，稱為物質B的標準摩爾生成焓(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1H2(g)+O2(g)H2O(g)(H2O,g,298.15K)=-241.82kJ·mol-1(參考態(tài)單質,T)=0一、化學反應的熱效應*物質在不同聚集態(tài)下，標準生成焓數值不同

fHm一

（H2O，g）=-241.8kJmol-1fHm一

（H2O，l）=-285.8kJmol-1

只有最穩(wěn)定單質的標準生成焓才是零；

fHm一

（C，石墨）=0kJmol-1

fHm一

（C，金剛石）=1.9kJmol-1附錄中數據是在298.15K下的數據。關于標準生成焓一、化學反應的熱效應*始態(tài)終態(tài)中間態(tài)+=或=

化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱總是相同的。二、熱化學定律（Hess定律）*例：已知298.15K下，反應：)(gCO

(g)OC(s)(1)22+(1)=-393.5kJ·mol-1(g)CO

(g)OCO(g)(2)2221+(2)=-282.98kJ·mol-1計算298.15K下，CO的標準摩爾生成焓。二、熱化學定律*解：利用Hess定律途徑1途徑2(1)(3)(2)=+(1)(2)(3)-=(1)(2)(3)=-110.53kJ·mol-1二、熱化學定律*結論：

aA+bB→yY+zZ(B,相態(tài),T)∑νB(T)=

化學反應的標準摩爾焓變就等于生成物的標準摩爾生成焓之和減去反應物的標準摩爾生成焓之和。二、熱化學定律返回*(NO,g)4(H2O,g)6(NH3,g)4(O2,g)5例：=?=(NO,g)+4(H2O,g)6(NH3,g)+-[4(O2,g)]5=[4×90.25+6×(-241.82)

-4×(-46.11)-0]kJ·mol-1=905.48kJ·mol-1*

過量的人體脂肪的確可能增加心臟病、糖尿病和其他疾病發(fā)作的危險。但脂肪是人體的主要能量貯存系統(tǒng)。

在人體運動過程中,脂肪發(fā)生水解生成一組叫做脂肪酸的化合物,后者再通過一系列復雜反應轉化為二氧化碳和水,肌肉運動正是由該過程釋放的能量驅動的。CH3(CH2)14COOH(s)+23O2(g)16CO2(g)+16H2O(l)=－9977kJ·mol-1*●水從高處流向低處●熱從高溫物體傳向低溫物體●鐵在潮濕的空氣中銹蝕●鋅置換硫酸銅溶液反應在沒有外界作用下,體系自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化自然界中的自發(fā)變化Zn(s)+Cu2+(aq)＝Zn2+(aq)+Cu(s)§2-3化學反應的方向與限度*

在熱力學中有兩條重要的基本自然規(guī)律，控制著所有物質體系的變化方向：

1.物質體系傾向于取得最低的勢能狀態(tài)；

2.物質體系傾向于取得最大的混亂度，如氣體的自由擴散。

一個化學反應能否自發(fā)進行，也一定遵從這兩條自然規(guī)律。§2-3化學反應的方向與限度*一、反應的方向許多放熱反應能夠自發(fā)進行。例如：H2(g)+O2(g)H2O(l)(298K)=-285.83kJ·mol-1H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)(298K)=-55.84kJ·mol-1最低能量原理（焓變判據）：

1878年，法國化學家貝特羅和丹麥化學家湯姆遜：自發(fā)的化學反應趨向于使系統(tǒng)放出最多的能量*

但有些反應△H>0，是吸熱反應，但仍能自發(fā)進行。如：NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)=9.76kJ·mol-1CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)=178.32kJ·mol-1

焓變只是影響反應自發(fā)性的因素之一，但不是唯一的影響因素。一、反應的方向*1.混亂度許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢。

冰的融化石灰石的分解

晶體的溶解

系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)混亂度增大有利于反應自發(fā)地進行。二、熵*2.熵

二、熵1878年，L.Boltzman提出熵與微觀狀態(tài)數的關系

S=klnΩ

S---熵

Ω---微觀狀態(tài)數

k---Boltzman常量玻耳茲曼(BoltzmannL,1844-1906)奧地利物理學家熵是表示系統(tǒng)中微觀粒子混亂度的一個熱力學函數，其符號為S。系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。*1906年，［德］W.H.Nernst提出，經［德］MaxPlanck和［美］G.N.Lewis等改進。純物質完整有序晶體在0K時的熵值為零。

S*（0K）=03.熱力學第三定律二、熵*△S=ST-S0=STST---規(guī)定熵（絕對熵）

在某溫度T和標準壓力下，單位物質的量的某純物質B的規(guī)定熵稱為B的標準摩爾熵。其符號為：

4.標準摩爾熵純物質完整有序晶體溫度變化0KTK(B,相態(tài),T)，單位是J·mol-1·K-1(單質,相態(tài),298.15K)＞0二、熵*標準摩爾熵的一些規(guī)律：同一物質，298.15K時；(s)＜(l)＜(g)結構相似，相對分子質量不同的物質，隨相對分子質量增大而增大；(HF)＜(HCl)＜(HBr)＜(HI)同一物質，溫度越高，越大；氣態(tài)多原子分子的標準摩爾熵大于單原子的標準摩爾熵，原子數越多，熵值越大。(O,g)＜(O2,g)＜(O3,g)二、熵*5.化學反應熵變的計算

熵是狀態(tài)函數，反應或過程的熵變△S，只與體系的始、終態(tài)有關

在標準狀態(tài)下，化學反應的摩爾熵變就等于生成物的標準摩爾熵之和減去反應物的標準摩爾熵之和。二、熵*解：查表并將數據代入下式例：求下列反應在298K時的標準摩爾熵NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)

體系有易于從有序變?yōu)闊o序，從混亂度小變?yōu)榛靵y度大的傾向。二、熵*例.已知反應-1206.9-635.6-393.592.940.0213.6計算反應的解：吸熱反應，不利于反應進行；混亂度增大，有利于反應正向進行；產生矛盾二、熵*

美國科學家吉布斯于1876年提出

G=H-TS

由于H、S、T都是狀態(tài)函數，所以G也是狀態(tài)函數。綜合考慮了H、S、T的影響G----Gibbs函數（Gibbs自由能）G是狀態(tài)函數，單位：kJ.mol-1

三、吉布斯自由能(GibbsJ，1839-1903)*

在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數減小。1.Gibbs函數(變)判據：三、吉布斯自由能*

在溫度TK下，由參考狀態(tài)的單質生成物質B(且νB=+1時)的標準摩爾Gibbs函數變，稱為物質B的標準摩爾生成Gibbs函數(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1(參考態(tài)單質,T)=02.標準摩爾生成Gibbs函數三、吉布斯自由能*3.化學反應的吉布斯函數變的計算（1）標準狀態(tài)、298.15K時若反應方程為：aA+bB=gG+dD三、吉布斯自由能*例.已知反應計算反應吉布斯函數變、判定反應方向解：查表后代入公式標準狀態(tài)下，反應能正向自發(fā)進行三、吉布斯自由能也可以根據定義例.已知反應計算反應的吉布斯函數變（25度）解：三、吉布斯自由能*

由于溫度對△H、△S影響很小，但對△G影響顯著，因此在標準狀態(tài)、其它溫度時，可用公式作近似計算（2）標準狀態(tài)、其它溫度時三、吉布斯自由能*例1-7.已知反應的

問溫度為400K時，反應能否正向進行？估算CaCO3熱分解的最低溫度是多少？三、吉布斯自由能*解：反應不能正向自發(fā)進行若則所以CaCO3熱分解的最低溫度是1106K三、吉布斯自由能*（3）非標準狀態(tài)、任意溫度時化學反應等溫方程式其中Q為反應商對于任一反應aA(g)+bB(l)=gG(s)+dD(aq)各物質用相對壓力、相對濃度表示三、吉布斯自由能*例.已知反應81.83.043.04-32.968.10計算25度時反應的吉布斯函數變，并判定方向解：反應不能正向自發(fā)進行三、吉布斯自由能*（1）焓效應、熵效應作用相同，即△H、△S異號，反應方向與溫度無關△H<0、△S>0時,△G<0,

反應正向自發(fā)進行；△H>0、△S<0時,△G>0,

反應正向非自發(fā)進行；四.吉布斯—亥姆霍茲方程吉布斯—亥姆霍茲方程*（2）焓效應、熵效應作用相反，即△H、△S同號，反應方向與溫度有關△H<0、△S<0時,降低至某一溫度，△G由正值變?yōu)樨撝担欣诜磻蜃园l(fā)進行；△H>0、△S>0時,升高至某一溫度，△G由正值變?yōu)樨撝担欣诜磻蜃园l(fā)進行；四.吉布斯—亥姆霍茲方程*例：下列反應可否用于“固氮”？如可能的話，溫度如何控制？(1)2N2(g)+O2(g)2N2O(g)(2)N2(g)+O2(g)2NO(g)(3)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)四.吉布斯—亥姆霍茲方程*解：(1)2N2(g)+O2(g)2N2O(g)fHm

/kJ·mol-1

0081.6Sm

/J·mol-1K-1

191.5205.0220.0

rHm

=163.2kJ·mol-1,rSm

=-148.0J·mol-1K-1

該反應在任何溫度下均非自發(fā)四.吉布斯—亥姆霍茲方程*(2)N2(g)+O2(g)2NO(g)fHm

/kJ·mol-10090.4Sm

/J·mol-1K-1191.5205.0210.6rHm

=180.8kJ·mol-1,

rSm

=24.7J·mol-1K-1

自發(fā)反應的溫度為：rGm

＝rHm-TrSm

0TrHm/rSm

=180.8103/24.7=7320K四.吉布斯—亥姆霍茲方程*(3)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)fHm/kJ·mol-1

00-46.2Sm/J·mol-1K-1

191.5130.6192.5rHm=-92.4,rSm=-198.3

自發(fā)反應的溫度為：

rGm

＝rHm-TrSm0-92.4103+T198.30

T

466K但合成氨反應是在高溫（773K）和高壓（5107）下反應.返回四.吉布斯—亥姆霍茲方程*§2-4化學反應速率一、化學反應速率的表示方法二、化學反應速率理論三、影響反應速率的因素*一、化學反應速率的表示方法1.平均速率某一有限時間間隔內濃度的變化量。單位：mol.L-1.S-1*2N2O4(CCl4)+O2(g)例：2N2O5(CCl4)t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-1一、化學反應速率的表示方法*2.瞬時速率由于在反應中反應物和生成物的濃度都是隨時在變化的，因此反應速率的最精確表示是瞬時速率。瞬時速率是Δt趨近于0時平均速率的極限。

一、化學反應速率的表示方法

反應aA+bB=dD+eE的瞬時速率:*二、化學反應速率理論1、化學反應類型：基元反應：由反應物分子（離子、原子等）直接碰撞發(fā)生相互作用而一步就變?yōu)樯晌锏姆磻凶龌磻Ｈ纾?/p>

NO2+CO→NO+CO22NO2→2NO+O2復雜反應：經多步反應過程的反應稱為復雜反應。如：

H2+I2→2HI

*（1）碰撞理論

反應速率的碰撞理論認為：反應物分子之間的相互碰撞是反應進行的先決條件，分子碰撞的頻率越高，反應速率越大。以氣體分子運動論為基礎，主要用于氣相雙分子反應。如：2.化學反應速率理論二、化學反應速率理論*

化學反應的首要條件是反應物分子必須發(fā)生碰撞，分子間碰撞的頻率越高，反應速率越快，但并非每次碰撞都能發(fā)生反應，能發(fā)生反應的碰撞稱為有效碰撞；發(fā)生反應的兩個基本前提：

發(fā)生碰撞的分子應有足夠高的能量

碰撞的幾何方位要適當二、化學反應速率理論*

但在為數眾多的碰撞中，并不是每一次碰撞都會導致化學反應，大多數碰撞并不引起反應(稱為無效碰撞)，只有少數碰撞才是有效的。那么為什么體系中分子的碰撞有些有效而另一些無效呢？碰撞理論認為可能有兩個方面的原因：第一，能量問題第二，方向性問題

二、化學反應速率理論*第一，能量問題。

即碰撞中能發(fā)生反應的分子首先必須具備足夠高的能量，以克服分子無限接近時電子云之間的斥力，從而使分子中的原子重排，發(fā)生化學反應。這些具有足夠高能量的分子稱為活化分子，而這個能量限制被稱為活化能。活化能越高，分子越難活化，反應速率越小。不同反應活化能不同，反應速率也不一樣。

二、化學反應速率理論*第二，方向性問題

盡管能量是有效碰撞的一個必要條件，但不充分。只有當活化分子采取合適的取向進行碰撞即定向碰撞時，反應才能發(fā)生。例如：NO2+CO→NO+CO2

只有當CO分子中的碳原子與NO2中的氧原子相碰撞時，才能發(fā)生重排反應；而碳原子與氮原子相碰撞，不發(fā)生氧原子的轉移。二、化學反應速率理論*（2）過渡態(tài)理論

過渡態(tài)理論又叫活化絡合物理論。這個理論認為，在反應分子之間的一次有效碰撞過程中，要經過一個中間過渡狀態(tài)，即反應物分子形成活化絡合物。活化絡合物很不穩(wěn)定，它既可以分解為生成物，也可以分解為反應物。反應速率與活化絡合物的濃度和活化絡合物的分解頻率有關。二、化學反應速率理論*Ea(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEac化學反應過程中能量變化曲線二、化學反應速率理論*E(Ⅰ)－反應物(始態(tài))平均能量E(Ⅱ)－生成物(終態(tài))平均能量正反應的活化能

Ea(正)=Eac-

E(Ⅰ)逆反應的活化能

Ea(逆)=Eac-

E(Ⅱ)ΔrHm=Ea(正)-

Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm＜0，為放熱反應；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm＞0，為吸熱反應。二、化學反應速率理論*三、影響速率的因素1、濃度的影響2、溫度的影響3、催化劑的影響*1、濃度的影響

化學反應速率一般都依賴于反應物的濃度。溫度不變時，增加反應物的濃度，可以增大反應速率。這個現象可以用碰撞理論來解釋：在恒定溫度下，反應物中活化分子的百分數是一定的。增加反應物濃度時，單位體積內活化分子數目增多，從而增加了此體積中反應物分子的有效碰撞的次數，所以反應速率加大。三、影響速率的因素*對于基元反應，化學反應速率跟反應物濃度的乘積成正比。aA+bB=gG+dD

其速率方程為：k為速率常數注意：反應物中的固體或純液體，其濃度不計在內，當反應物濃度皆為1mol.L-時，k=v1、濃度的影響三、影響速率的因素*對于基元反應aA+bB=gG+dD，總反應級數a+b對于反應物A，是a級反應；對于反應物B，是b級反應；總反應級數：2+1=3，三級反應

在基元反應中，反應物濃度的方次就是化學方程式中的系數。1、濃度的影響三、影響速率的因素*對于非基元反應，往往不是這樣反應級數為2+1=3，反應級數的確定需要在實驗中確定1、濃度的影響三、影響速率的因素*2、溫度對化學反應速率的影響

一般說來，化學反應速率隨溫度升高而增大。可以認為，溫度升高時分子運動加劇，分子間碰撞頻率增加，反應速率加快。但一般溫度升高10℃時，分子的平均運動速率僅增大2%左右，但反應速率卻增大為原來的2-4倍。可見，升高溫度不僅是增加了分子間的碰撞頻率，更主要的是增大了活化分子的百分數，使有效碰撞的百分數增加，反應速率大大加快。溫度對化學反應速率的影響是特別顯著的。

范特霍夫規(guī)則三、影響速率的因素*溫度對化學反應速率的影響

*影響反應速率的因素有兩個：k和c反應速率方程

k與溫度有關，T增大，一般k也增大，反應速率增大，但k~T不是線性關系。2、溫度對化學反應速率的影響三、影響速率的因素*

式中A為指前因子；Ea為反應活化能，單位為kJ·mol-1。A、Ea皆為給定反應常數，R為氣體常數，T為熱力學溫度。1889年，阿侖尼烏斯提出公式2、溫度對化學反應速率的影響三、影響速率的因素*若測出不同溫度的k值，可利用公式計算兩式相減，整理得到：2、溫度對化學反應速率的影響三、影響速率的因素*例：已知反應在318K和338K時反應速率常數分別為：求反應的活化能Ea和298K的速率常數解：*3、催化劑的影響

催化劑：存在少量就能加快反應而本身最后并無損耗的物質。催化作用的特點：①只能對熱力學上可能發(fā)生的反應起作用。②通過改變反應途徑以縮短達到平衡的時間③催化劑有選擇性，選擇不同的催化劑會有利于不同種產物的生成。④只有在特定的條件下催化劑才能表現活性。三、影響速率的因素*

催化劑之所以能加速反應，是因為它參與了化學變化過程，改變了原來反應的途徑，降低了活化能。三、影響速率的因素*

例如合成氨反應，沒有催化劑時反應的活化能為326.4kJ·mol-1，加入Fe作催化劑后，活化能降低至175.5kJ·mol-1。計算結果表明，在773K時加入催化劑后正反應的速率增加到原來的1.57×1010倍。

3、催化劑的影響返回三、影響速率的因素*§2-5化學平衡一、化學平衡二、判斷平衡的依據三、化學平衡的移動*大多數化學反應都是可逆的。例如：

反應開始：c(H2),c(I2)

較大,c(HI)=0,υ正較大,υ逆為0；反應進行：c(H2),c(I2)減小,υ正減小,c(HI)增大,υ逆增大；某一時刻：υ正=υ逆，系統(tǒng)組成不變，達到平衡狀態(tài)。一、化學平衡*一、化學平衡*

化學反應的可逆性是普遍存在的，不可逆的反應是比較少的，當一個可逆反應的正反應速率與逆反應速率相等時，系統(tǒng)的分壓或濃度不再隨時間的變化而變化，此時稱系統(tǒng)達到了熱力學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。一、化學平衡*平衡時，動態(tài)平衡；各物種濃度或分壓不變，即平衡組成不變；平衡是有條件的、相對的，當條件改變時，平衡可以發(fā)生移動；系統(tǒng)的平衡與達到平衡的途徑無關，既可由正向開始，也可以由逆向開始。例如：1、平衡的特征一、化學平衡*實驗平衡常數：大量實驗證明，當可逆反應達到平衡時，生成物濃度的乘積與反應物濃度的乘積之比為一常數，稱為實驗平衡常數。它的量綱與方程式的寫法有關

2、平衡常數一、化學平衡*標準平衡常數：又稱為熱力學平衡常數，簡稱平衡常數它是無量綱的純數，僅與溫度有關，與分壓或濃度無關一、化學平衡*對于一般的化學反應：K一、化學平衡*

平衡常數的大小可以表示反應進行的程度，對同一反應，平衡常數越大，反應進行的程度越徹底；對不同反應，只有反應方程式相類似的反應，才可以用KΘ表示平衡常數的特征（1）平衡常數是溫度的函數，不因濃度改變而變化，它是量綱為一的純數；（2）平衡常數的表達式與化學方程式的書寫形式有關；一、化學平衡*一、化學平衡22HI(g)

(g)I21(g)H21+()1/22HI(g)(g)I(g)H22+=()-1]

/)I(][

/)H([]

/)HI([222pppppp=*（3）若反應中有固體、純液體或溶劑，平衡常數表達式不計入內。（4）若有n個反應方程式相加得一總反應式，其平衡常數等于n個相加反應平衡常數的乘積一、化學平衡*例1:2NO(g)+O2(g)2NO2

K1

2NO2(g)N2O4

K2

2NO(g)+O2(g)N2O4(g)

K=K1K2

一、化學平衡例題：已知25℃時反應解：反應①+②得：=·=0.45×0.051=0.023③2BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的。②I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的=0.051計算反應①2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的=0.452BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)判斷反應的程度K

愈小，反應進行得愈不完全；K

愈大，反應進行得愈完全；K

不太大也不太小(如10-3<K

<103),

反應物部分地轉化為生成物。標準平衡常數的應用*二、判斷平衡的依據1、

的關系aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)任意狀態(tài)下：當平衡時*例已知反應試計算此反應在320K時的K?解：二、判斷平衡的依據*Q<K

反應正向進行；Q=K

系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)；Q>K

反應逆向進行。2.反應商判據：二、判斷平衡的依據*依據△rGm<0,Q<K?△rGm>0,Q>K?△rGm=0,Q=K?二、判斷平衡的依據*例：估算反應：CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)在873K時標準平衡常數。若系統(tǒng)中各組分氣體分壓為p(CO2)=p(H2)=127kpa,

p(CO)=p(H2O)=76kpa，判斷反應進行的方向解：二、判斷平衡的依據*二、判斷平衡的依據*反應正向進行二、判斷平衡的依據*三、化學平衡的移動

化學平衡的移動：當外界條件改變時，化學反應從一種平衡狀態(tài)轉變到另一種平衡狀態(tài)的過程。1、濃度對化學平衡的影響2、壓力對化學平衡的影響3、溫度對化學平衡的影響4、勒夏特列原理*對于溶液中的化學反應，平衡時，Q=K

當c(反應物)增大或c(生成物)減小時,Q<K

平衡向正向移動。當c(反應物)減小或c(生成物)增大時,Q>K

平衡向逆向移動。1、濃度對化學平衡的影響三、化學平衡的移動*例題：25oC時，反應

Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)的K

=3.2。(1)當c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1時反應向哪一方向進行?(2)平衡時,Ag+,Fe2+,Fe3+的濃度各為多少?(