第一章化學反應的一般原理第1頁，課件共70頁，創作于2023年2月第一章化學反應的一般原理§1.1化學反應的方向§1.2化學反應的限度§1.3化學反應速率第2頁，課件共70頁，創作于2023年2月1.1.1化學反應的能量變化1.1.2化學反應的自發性§1.1化學反應的方向第3頁，課件共70頁，創作于2023年2月1-1化學反應的方向一、化學反應中的能量變化１、反應熱，反應焓變反應熱（熱效應）：化學反應中所吸收或放出的能量焓（Ｈ）：物質的熱含量，即物質內部可以轉變為熱的能量反應焓變（ΔH）：

ΔH=ΣH(產物)－ΣH(反應物)

ΔH<０，為放熱反應；反之，則為吸熱反應第4頁，課件共70頁，創作于2023年2月2、熱化學反應方程式的寫法熱化學反應方程式是計算化學反應熱量的基本單元。反應熱的測定由各種量熱計來進行。由于大部分的化學反應是在等壓條件下進行的，因此我們主要討論等壓熱效應（等于焓變ΔH）。下面是兩個實例。熱化學反應式與一般反應不同主要在于：(1)標明物質的物態或濃度;(2)熱效應中標明反應的條件;(3)反應的系數可以是分數。H2(g)+——O2(g)=H2O(g)ΔH°298=-241.8kJ·mol-1(1)H2(g)+——O2(g)=H2O(l)ΔH°298=-285.8kJ·mol-1(2)1212第5頁，課件共70頁，創作于2023年2月H2(g)+——O2(g)=H2O(g)ΔH°=-241.8kJ·mol-1(1)H2(g)+——O2(g)=H2O(l)ΔH°=-285.8kJ·mol-1(2)1212(1)標明物質的物態或濃度物質的能量與物質的狀態或濃度有關，所以方程式中必須標明各物質的物態或濃度，s——表示固體(solid)，l——表示液體(liquid),g——表示氣體(gas)。(2)在熱效應中標明反應的條件主要指溫度和壓力，通常把壓力為一個大氣壓(105Pa)的條件稱為標準態，在焓變的右上標用“°”表示，非標態時要寫上壓力，溫度是298K時，通常省略。如ΔH（1atm，298K）標為ΔH°（3）化學計量數方程式是熱量計算的基本單元，化學式系數表示摩爾反應中各化學式物質的量的比例，稱化學計量數，無量綱。可以是整數，也可以是分數。第6頁，課件共70頁，創作于2023年2月3、蓋斯定律化學反應過程的熱效應，它們的變化值只與始終態有關，而與反應的途徑無關。所以反應過程的熱效應不管是一步或分為多步完成，熱效應是相同的。不管化學過程是一步完成或分為數步完成，這個過程的熱效應是相同的。H2O(l)H2(g)+—O2(g)122H(g)+O(g)H2O(g)ΔrH°ΔrH2°ΔrH1°ΔrH3°ΔrH°=ΔrH1°+ΔrH2°+ΔrH3°第7頁，課件共70頁，創作于2023年2月蓋斯定律計算實例(1)H2(g)+——O2=2H(g)+O(g)ΔrH1°=+676.1kJ·mol-112(1)+(2)+(3):H2(g)+——O2(g)＝H2O(l)12(2)2H(g)+O(g)=H2O(g)ΔrH2°=-917.9KL·mol-1(3)H2O(g)=H2O(l)ΔrH3°=-44.0kJ·mol-1ΔrH°=ΔrH1°+ΔrH2°+ΔrH3°=676.1-917.9-44.0=-285.8kJ·mol-1所以蓋斯定律又可表達為:一個化學反應的焓變等于各分步反應的焓變之和。第8頁，課件共70頁，創作于2023年2月蓋斯定律的應用從一些已知反應熱數據求出另外的熱反應數據。<1>C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔrH1°=-393.5kJ·mol-1ΔrH3°=ΔrH1°-ΔrH2°=-393.5+283=-110.5kJ·mol-1上述第3步的反應是很難由實驗測得,而第1和第2步反應都可從實驗測得,因此用蓋斯定律就不難求出一些難以從實驗中得到的數據<2>CO(g)+——O2(g)=CO2(g)ΔrH2°=-283kJ·mol-112則<3>=<1>-<2>:

C(石墨)+—O2(g)=CO(g)12第9頁，課件共70頁，創作于2023年2月4、生成熱（生成焓）在標準壓力和指定溫度下，由最穩定單質生成一摩爾物質時的等壓熱效應，稱為該物質的標準摩爾生成熱，簡稱生成熱，用符號ΔfHm°表示。（下標m通常略去）單位是kJ·mol-1穩定單質穩定單質ΔfHm°=0穩定單質1mol物質ΔfHm°=ΔrHm°穩定單質反應物生成物ΔrH1°ΔrH2°ΔrHm°ΔrH1°=-

νｉ(ΔfHi°)反應物ΔrH2°=

νｉ(ΔfHi°)生成物

ΔrHm°=

νｉ(ΔfHi°)生成物-

νｉ(ΔfHi°)反應物

生成熱必須指明溫度，298K可省略去。常見物質的生成熱可以在化學手冊上查找到。第10頁，課件共70頁，創作于2023年2月例題計算3CO(g)+Fe2O3(s)＝2Fe(s)+3CO2(g)的反應熱。解：查表求出各物質的生成熱如下：CO(g)Fe2O3(s)Fe(s)CO2(g)ΔfH°(kJ·mol-1)-110.58240-393.5ΔrH°=(∑νｉΔfH°)產－(∑νｉΔfH°)反=3×(-393.5)－[3×(-110.5)＋824]＝-1673(kJ·mol-1)1、求反應熱時,要注意將生成熱的數據乘上反應式中的相應計量系數。2、查表時，要注意物質的物態相符。如H2O(l)和H2O(g)的熱力學數據是不同的。注意第11頁，課件共70頁，創作于2023年2月狀態函數

描述體系狀態的宏觀性質物理量，它們間有一定的函數關系，因此稱這些物理量為體系的狀態函數。狀態函數的特點：狀態函數的變化值只決定體系的始態和終態，而與變化的過程無關。始態值狀態函數變化值終態值第12頁，課件共70頁，創作于2023年2月二、化學反應的自發性２-1反應的自發性一．自發過程在一定條件下不需外力作用就能進行的過程稱為自發過程。如水往低處流，鐵的生銹，天然氣的燃燒，氣體的擴散，......等等，都是自發過程。二．自發反應自發地向正反應方向進行的化學反應稱自發反應。自發反應的特點１.向有序性增大方向(混亂度減小方向)進行的自發反應，一定是放熱反應；如：酸堿中和反應，化合反應，單質的氧化反應，離子的水合作用等等。２.向吸熱反應方向進行的自發反應，一定是混亂度增大的方向。如：水解反應，分解反應，溶劑的揮發，冰的融化，......等等。第13頁，課件共70頁，創作于2023年2月２-2熵(Entropy)一、熵（S）熵與U、H等一樣，是體系的一種屬性，是體系的狀態函數，用符號“S”來表示，熵是描述體系混亂度大小的物理量，熵值越大，體系的混亂度越大。例如：同種物質的不同物態，Ss<Sl<Sg。大部分的自發過程是熵增大過程。例如水解反應，分解反應，溶劑的揮發，冰的融化等都是熵增大的過程。1．熱力學第三定律在0Ｋ時，任何物質完美晶體的熵值為零。2．標準熵──在標準壓力下，１mol純物質的熵值叫做標準熵。用符號S°表示，單位是J.K-1.mol-1。第14頁，課件共70頁，創作于2023年2月化學反應的熵變用ΔrS°表示。對于一般反應：aA+bB=dD+eEΔrS°=(∑S°)產－(∑S°)反

3、化學反應的熵變根據熱學第三定律和熵的單位，可以知道，S與H、U不同，熵的絕對值是可以用實驗方法測定出來的，它的大小與物質的溫度、物質的量有關。例求反應2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的標準熵變。解：查表(附錄二)求出各物質的標準熵如下：HCl(g)H2(g)Cl2(g)S°(J·K-1·mol-1)186.6130223ΔrS°＝130+223-2×186.6=-20.2（J·K-1·mol-1）物質的熵值隨溫度增大而增大，而化學反應的熵變隨溫度的變化并不大，因此在近似計算中常用298K的熵值計算反應的熵變。第15頁，課件共70頁，創作于2023年2月２-3自由能(FreeEnergy)U、H、G、S都是體系的狀態函數，均為廣度性質，但U、H、G的絕對值均不能確定，只能求其變化值,S的絕對值是可以用實驗方法測定的。一．自由能（G）G≡H－TS熱力學上把H-TS定義為體系的一個狀態函數，叫做自由能（又叫吉布斯自由能）用符號“G”表示。由美國數理學家吉布斯(J.W.Gibbs)于1876年提出）。等溫過程自由能變(ΔG)H1G1S1TH2G2S2T等溫過程ΔG=G2-G1=(H2-TS1)-(H1-TS1)ΔG=ΔH－TΔS(封閉體系、等溫過程)吉布斯-亥姆霍茲公式第16頁，課件共70頁，創作于2023年2月二．自由能變與化學反應的自發性1、自由能變與過程的自發性關系(1).如果ΔG<0，過程是自發的；(2).如果ΔG>0，過程是非自發的；(3).如果ΔG＝0，體系處于平衡態。封閉體系在等溫等壓不做其他功的條件下ΔG=ΔH－TΔS在等溫等壓條件下，對于放熱反應(ΔH<0)，當熵增大時，體系的自由能變為負值，因此，凡是熵增大的放熱反應，都是自發反應。2、自由能的物理意義自由能的物理意義是表示體系做功的本領，在變化過程中，自由能減少，意味著體系可以對環境做有用功。如水往低處流可用于做機械功，自由落體也可用于做機械功，物質的燃燒放出的熱能可用于轉化為其他能量而做功第17頁，課件共70頁，創作于2023年2月rHrS rG反應方向和方式－ +－ 自發進行，不受溫度影響由公式 rG=rH－TrS得，

－

－－ T較小時，自發進行+ T較大時，不能自發進行+ － + 不能自發進行，不受溫度影響+++T較小時，不能自發進行－T較大時，自發進行這四種類型又可歸納為兩種：1、ΔrH、ΔrS異號時，ΔrG與ΔrH同號2、ΔrH、ΔrS同號時，高溫有利于吸熱反應；低溫有利于放熱反應。第18頁，課件共70頁，創作于2023年2月2．標準生成自由能在標準大氣壓下，由穩定單質生成一摩爾純物質時的自由能變化稱為該物質的標準生成自由能變化，簡稱標準生成自由能。用符號ΔfG0表示。標準生成自由能的定義與標準生成焓是類似的穩定單質反應物生成物ΔrG1°ΔrG2°ΔrGm°穩定單質穩定單質ΔfGm°=0穩定單質1mol物質ΔfGm°=ΔrGm°ΔrG1°=-

νｉ(ΔfGi°)反應物ΔrG2°=

νｉ(ΔfGi°)生成物

ΔrGm°=

νｉ(ΔfGi°)生成物-

νｉ(ΔfGi°)反應物

生成自由能必須指明溫度，298K可省略第19頁，課件共70頁，創作于2023年2月與焓一樣，規定穩定單質的標準生成自由能和H+離子的標準生成自由能為零。例求反應4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)的正、逆反應的ΔrG0，并指出反應向那一方向自發進行。解：查表求各物質的ΔfG°：H2O(l)NO(g)NH3(g)O2(g)ΔfG°(kJ·mol-1)-237.2+86.6-16.50ΔrG正°=(∑ΔfG°)產－(∑ΔfG°)反=6×(-237.2)＋4×86.6－4×(-16.5)=-1010.8(kJ·mol-1)ΔrG逆°=-ΔrG正°=1010.8kJ·mol-1答：在標準狀態下，正反應可以自發進行。必須注意，用ΔrG°來判斷反應的方向，應是在標準大氣壓下和等溫且不做其他功的條件，非標準態的反應只能用ΔG來判斷。第20頁，課件共70頁，創作于2023年2月在化學反應中。ΔrH°ΔrS°隨溫度的變化不大，在計算中通常用298K的數據：ΔG°(T)＝ΔH°(298K)－TΔS°(298K)非標態下：ΔG(T)＝ΔH(298K)－TΔS(298K)第21頁，課件共70頁，創作于2023年2月計算石灰石分解的最低溫度。解：石灰石分解反應：CaCO3(g)→CaO(s)+CO2(g)查表求:ΔfH°(kJ·mol-1)S°（J·K-1·mol-1）-1206.9-635.1-393.592.939.7213.6ΔrH°(298K)=178.3kJ·mol-1

ΔrS°(298K)＝160.4J·K-1·mol-1298K時，ΔrG°(298K)＝ΔrH°(298K)－298×ΔrS°(298K)=178.3－298×160.4×10-3=130.5(kJ·mol-1)在高溫下開始反應時ΔrG°=ΔrH°(298K)-TΔrS°(298K)<0T>—————=1112KΔrH°(298K)ΔrS°(298K)所以，石灰石的分解反應，常溫下不能進行，高溫下分解的最低溫度為1112K。第22頁，課件共70頁，創作于2023年2月１-２化學反應的限度一.

可逆反應和化學平衡可逆反應和不可逆反應在同一條件下，既能向正反應方向又能向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。如果反應只能向一個方向進行，則稱不可逆反應。反應物產物可逆反應反應物產物不可逆反應不可逆反應有時用箭頭表示第23頁，課件共70頁，創作于2023年2月可逆反應是化學反應的普遍現象，不可逆反應是相對的。例如：2KClO32KCl+3O2N2O42NO2

N2+3H22NH3反應物生成物正反應速度V1逆反應速度V2V1>V2:反應正向進行V1<V2:反應逆向進行V1=V2:化學平衡狀態V1>>V2:不可逆反應化學平衡在可逆反應中，正逆反應的速度相等時，體系所處的狀態稱為化學平衡。化學平衡是一種動態平衡，平衡條件包括體系各物質的濃度、溫度，條件改變，平衡將發生移動。請看N2O42NO2平衡體系的實驗結果第24頁，課件共70頁，創作于2023年2月化學平衡特點1.只有在恒溫條件下，封閉體系中進行的可逆反應，才能建立化學平衡，這是建立化學平衡的前提。2.正逆反應速度相等是化學平衡建立的條件。3.平衡狀態是封閉體系中可逆反應進行的最大限度，各物質濃度都不再隨時間改變，這是建立平衡的標志。4．化學平衡是有條件的平衡。當外界因素改變時，正、逆反應速度發生變化，原有平衡將受到破壞，直到建立新的動態平衡。第25頁，課件共70頁，創作于2023年2月1.平衡常數一、化學平衡定律在一定溫度下，某個可逆反應達到平衡時，產物濃度系數次方的乘積與反應物濃度系數次方的乘積之比是一個常數。這個關系稱為平衡定律。平衡定律表達式K=————[E]e[D]d[A]a[B]b注意：1.平衡狀態，平衡體系各物質濃度保持不變，但各物質濃度值與初濃度有關2.平衡常數與各物質初濃度無關，但與溫度有關。aA+bBeE+dD二.平衡常數多重平衡規則第26頁，課件共70頁，創作于2023年2月標準平衡常數１、K?

將濃度或分壓分別除以各自的標準態，即得相對濃度或相對分壓。例：

濃度 [A]=5mol·dm－3

相對濃度為故相對濃度和相對分壓都是沒有單位的量。平衡時，相對濃度和相對分壓當然也將保持不變。分壓 pA=101.013105Pa相對分壓為第27頁，課件共70頁，創作于2023年2月對溶液反應aA(aq)+bB(aq)——gG(aq)+hH(aq)

平衡時

對氣相反應aA(g)+bB(g)——gG(g)+hH(g)

平衡時 對于復相反應，如CaCO3(s)——CaO(s)+CO2(g)

K

稱為標準平衡常數第28頁，課件共70頁，創作于2023年2月二、書寫平衡常數關系式的規則原則各項平衡濃度項只包括濃度可以變化的項(即變量)。1.關系式中不包括固體和純液體物質濃度項(因為它們的濃度為常數)，只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。2.水溶液中的反應如有水參加，水濃度為常數，不寫在平衡關系式中。但對非水溶液反應，如有水生成或有水參加，必須寫上。如醋酸和乙醇的酯化反應:K=————————[CH3COOC2H5][H2O][CH3COOH][C2H5OH]C2H5OH+CH3COOHCH3COOC2H5+H2OK=————[E]e[D]d[A]a[B]b第29頁，課件共70頁，創作于2023年2月3.同一化學反應，平衡常數關系式因化學方程式的寫法不同而異。4.對于氣態反應，除了可以用平衡常數Kc表示外,還可以用壓力平衡常數表示。N2O4(g)NO2(g)K2=

K1=0.602NO2(g)N2O4(g)K3=——=2.781K1N2O4(g)2NO2(g)K1==0.36Kc=————[E]e[D]d[A]a[B]baA+bBeE+dDKp=————PEePDdPAaPBbKp稱壓力平衡常數Kc和Kp的關系可以推導如下piV=niRTpi=ciRTKp=——————=Kc(RT)(e+d-a-b)[nERT]e[nDRT]d[nART]a[nBRT]b令e+d-a-b=nKp=Kc(RT)nK=————[E]e[D]d[A]a[B]b想一想：在什么條件下Kp=Kc第30頁，課件共70頁，創作于2023年2月５、平衡常數是溫度的函數,溫度不變,平衡常數不變;６、對于一個特定的氣相反應,在一定溫度下,無論化學平衡是如何達成的,達到平衡是,每一種氣體的分壓具體數值可大可小,但是總的來看,所用氣體分壓之間的關系,必須遵從平衡常數的制約。第31頁，課件共70頁，創作于2023年2月2.混合氣體分壓定律一．分壓力分體積假設在一個容器中用若干個隔板隔開著若干種氣體n1V1

TPn2V2

TPn3V3

TPnTVTTPnT=n1+n2+n3VT=V1+V2+V3

P=——=—————nTRTVT(n1+n2+n3)

RTVT=——+——+——n1RTVTn2RTVTn3RTVTP=P1+P2+P3VT=——=—————nTRTP(n1+n2+n3)

RTP在相同溫度下，i組分氣體的分壓力等于它占有與混合氣體相同體積時的壓力。用Pi表示在相同溫度條件下,組分氣體的分體積等于混合氣體相同壓力時所占的體積。用Vi表示=——=——=——n1RTPn2RTPn3RTP抽開隔板P=P1+P2+P3+...VT=V1+V2+V3+...第32頁，課件共70頁，創作于2023年2月二、體積分數、摩爾分數、分壓定律組份氣體的分體積與混合氣體的總體積之比稱體積分數。用xi表示。Xi=——ViVT組份氣體物質的量與混合氣體各組份物質的量的總和之比稱摩爾分數。用NI表示。Ni=——ninTVi=——n1RTPVT=——nTRTPXi=——ViVT=—=NininT混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓之和，這個定律稱為分壓定律。P=P1+P2+P3+...類似上述推導可得出:——=——PiPTninTPi=NiPT第33頁，課件共70頁，創作于2023年2月結論:分壓力或分體積,不是混合前的壓力和體積,應根據混合后的體積來計算。例在298K時，將壓力為3.33×104的氮氣0.2L和壓力為4.67×104的氧氣0.3L移入0.3L的真空容器，問混合氣體中各組分氣體的分壓力、分體積和總壓力各是多少？從答案中可以得到什么結論？解:根據

p1V1=p2V2

求混合氣體得分壓：P=3.33×104Pa×——=2.22×104Pa0.20.3N2P=4.67×104Pa×——=4.67×104Pa0.30.3O2總壓:PT=2.22×104+4.67×104=6.89×104Pa根據:Vi=XiVT=——VTPiPTV=————×0.3=0.097(L)N22.22×1046.89×104V=————×0.3=0.203(L)O24.67×1046.89×104第34頁，課件共70頁，創作于2023年2月3.多重平衡規則某個反應可以表示為兩個反應的和(或差)，則總反應的平衡常數等于各分反應平衡常數之積(或商)。這個關系稱為多重平衡規則。同理：<1>=<3>-<2>K1=K3/K2<3>=<1>+<2>K3=———=———·———=K1K2[H2O][CO][H2][CO2][H2O][H2][O2][O2][CO][CO2]推論:反應<1>×m=反應<2>K1m=K2

反應<1>÷m=反應<2>K11/m=K2注意：在處理多重平衡關系中,所有平衡常數必須在同一個溫度。<1>H2(g)+O2H2O(g)

<2>CO2(g)CO(g)+O2<3>H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g)K3

K1=[H2O]/{[H2][O2]}K2={[CO][O2]}/[CO2]第35頁，課件共70頁，創作于2023年2月(1)H2(g)+S(s)=H2S(g)K?(1)=1.0*10-3(2)S(s)+O2(g)=SO2(g)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+)

2[H2(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頁，課件共70頁，創作于2023年2月三、平衡計算例某溫度下反應N2(g)+3H2(g)——

2NH3(g)達到平衡時，測得[NH3]=4mol·dm－3，[N2]=3mol·dm－3，[H2]=9mol·dm－3，求該溫度時反應的平衡常數Kc。Kc=7.310－3(mol·dm－3)－2

解:第37頁，課件共70頁，創作于2023年2月例求2NO2(g)———N2O4(g)298K時的K

解：

查表得 fG

m(NO2，g)=51.30kJ·mol－1

fG

m(N2O4，g)=97.82kJ·mol－1

故K

=6.88rG

m=fG

m(N2O4，g)－2fG

m(NO2，g) =97.82－51.302=－4.87(kJ·mol－1)注意利用rG

m，通過公式求得的平衡常數一定是K

。

第38頁，課件共70頁，創作于2023年2月四、標準平衡常數K

和rG

m的關系

1、化學反應等溫式化學反應aA(aq)+bB(aq)——cC(aq)+eE(aq)在某時刻，各物質的濃度并非標準態，此時的反應商為J。rGm=rG

m+RTlnJ化學熱力學中有如下關系式，表明rG

m，J和rGm三者之間的關系：第39頁，課件共70頁，創作于2023年2月

<0

自發反應 rGm

=0 可逆途徑，平衡態 >0 非自發故化學反應等溫式rGm=rG

m+RTlnJ變為

0=rG

m+RTlnK

即rG

m=－RTlnK

這就是化學反應等溫式。用該式可以求出rGm，以做為非標準態下化學反應進行方向的判據。當體系處于平衡時有rGm

=0， 同時 J=K

第40頁，課件共70頁，創作于2023年2月這個式子將非標準態下的兩種判據聯系起來:(質量判據)J<K

時，反應正向進行，由公式得rGm<0；J>K

時，反應逆向進行，由公式得rGm>0；J=K

時，反應達到平衡，由公式得rGm=0。將 rG

m=－RTlnK

代入化學等溫式，得

rGm=－RTlnK

+RTlnJ這一公式極為重要，它將兩個重要的熱力學數據rG

m和K

聯系起來。

即

ΔrGm=RTln(J/K?)第41頁，課件共70頁，創作于2023年2月五.化學平衡的移動因為條件改變，舊的平衡被破壞，引起混合物中各物質百分含量隨之改變，從而達到新平衡狀態的過程叫做化學平衡移動。1濃度對化學平衡的影響在其它條件不變的情況下，增加反應物濃度或減少生成物濃度（Qc<Kc），化學平衡向著正反應方向移動；增加生成物濃度或減少反應物濃度(Qc>Kc)，化學平衡向著逆反應方向移動。化學平衡移動原理的應用1.在可逆反應中，為了盡可能利用某一反應物，經常用過量的另一物質和它作用如硫酸工業中的SO2的轉化反應：

2SO2+O22SO3實際生產上是吹入過量的空氣提高SO2的轉化率Qc=————[E]e[D]d[A]a[B]b第42頁，課件共70頁，創作于2023年2月2.不斷地將生成物從反應體系中分離出來，則平衡將不斷地向生成物的方向移動。如前面提到的酯化反應：C2H5OH+CH3COOHCH3COOC2H5+H2O能及時地把水除去可以使酯化反應完全。模擬實驗：在FeCl3+NH4SCN溶液中加入少許固體NH4SCN，觀察溶液顏色的變化。FeCl3NH4SCNFe(SCN)3Fe(SCN)63-加入固體NH4SCN第43頁，課件共70頁，創作于2023年2月2壓力對化學平衡的影響對于有氣相參加的反應，壓力的改變，對于氣態物質濃度均有影響，對化學平衡的影響較為復雜。一、Δn≠0時,其它條件不變時,增大總壓力,平衡向氣體分子數減少的方向移動；減壓，平衡向氣體分子數增加的方向移動。P2NH3PN2P3H2Kp=—————體系壓力增大一倍時：Qp＝22-4Kp<Kp平衡向正反應（分子數減少）方向移動。壓力減少一倍時，Qp＝(1/2)2-4Kp=4Kp>Kp平衡向逆反應(分子數增大)方向移動。二、Δn＝0時，在等溫下，增加或降低總壓力，對平衡沒有影響三、對于溶液中進行的反應，改變總壓力對平衡幾乎沒有影響。因為壓力對溶液的體積影響極小如:N2(g)+3H2(g)2NH3壓力對平衡的影響第44頁，課件共70頁，創作于2023年2月3溫度對化學平衡的影響溫度可以改變平衡常數，因此改變溫度，對于有熱效應的反應，可以使平衡移動。升高溫度(>0)，平衡向吸熱方向(ΔrHO>0)移動，降低溫度(<0)，平衡向放熱方向(ΔrHO<0)移動。催化劑只能改變化學平衡的到達時間,但不能使平衡移動模擬實驗:把淡黃以的三氯化鐵溶液分別加入到冷水和熱水中,觀察現象。FeCl3+H2OFe(OH)3+3HCl加熱促進水解進行形成Fe(OH)3溶膠溫度對平衡的影響第45頁，課件共70頁，創作于2023年2月在溫度變化范圍不大時第46頁，課件共70頁，創作于2023年2月當溫度為T1時，當溫度為T2時，兩式相減得：由此式可見，對于吸熱反應，溫度升高，K

增大;對于放熱反應,溫度升高,K

減小。第47頁，課件共70頁，創作于2023年2月4勒夏特里(A.L.leChatelier)原理假如改變平衡系統的條件之一，如溫度、壓力或濃度，平衡就向減弱這個改變的方向移動。這是一條普遍的規律，適用于所有的動態平衡(包括物理平衡)。平衡反應物生成物濃度、壓力、溫度第48頁，課件共70頁，創作于2023年2月1-3化學反應速度一、化學反應速度的表示法化學反應速度是用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。常用單位是mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1等等1、平均速度(V)某物質濃度的變化值Δc與反應前后所用時間Δt的比值稱為平均速度，表示為：V=——————或(Δc)產ΔtV=——————-(Δc)反Δt由于反應物的濃度是減少的,所以在變化值前加上負號以使速度的值為正值。第49頁，課件共70頁，創作于2023年2月2、瞬時速度當Δt趨近于0時的反應速度稱為瞬時速度，用符號“V”表示。對于一般反應：aA+bB=dD+eE3、不同物質表示的反應速度間的關系V=lim——————=————(Δc)產Δt0ΔtdC產dtV=lim——————=-————-(Δc)反Δt0ΔtdC反dtV(A):V(B):V(D):V(E)=a:b:d:e——=——=——=——V(A)V(B)V(D)V(E)abdeV=斜率=-———ΔcΔttCΔcΔtV(A)=——-dCAdt（余者類推）第50頁，課件共70頁，創作于2023年2月

二影響化學反應速率的因素內因：性質外因：C、T、催化劑1、濃度對化學反應速率的影響

1863年挪威化學家古德貝格和瓦格質量作用定律：恒溫下反應速率與反應物濃度冪的積成正比第51頁，課件共70頁，創作于2023年2月aA+bB=cC+dDV=kCm（A）·Cn（B）經驗速率方程

k速率常數（1）反應不同k不同，同一反應k與反應溫度、催化劑有關，與反應物濃度壓力無關（2）C、T一定，k值越大，反應速率越大（3）K有單位由m+n決定

(4)m、n反應級數、m+n總反應級數第52頁，課件共70頁，創作于2023年2月基元反應：一步完成的反應m=an=b非基元反應：多步完成的反應m、n由實驗測定C2H2Br2+3KI=C2H4+2KBr+KI3C2H2Br2+KI=C2H4+KBr+I+Br慢反應V=kC(C2H2Br2)C(KI)第53頁，課件共70頁，創作于2023年2月

速率方程的確定—初始速率法研究反應:的速率方程可知:第54頁，課件共70頁，創作于2023年2月2、溫度對化學反應速率的影同一反應，溫度不同k同升高溫度k增大反應速率增大k與1/T的關系啊侖尼烏斯公式：