第一章物質(zhì)及其變化的一些基本規(guī)律06

第一章物質(zhì)及其變化的一些基本定律[本章要求]1、掌握理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律的應(yīng)用和計(jì)算2、掌握能量守恒定律的熱力學(xué)表達(dá)式，理解狀態(tài)函數(shù)、內(nèi)能、熱、功等基本概念；掌握焓和焓變的概念及化學(xué)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)焓變的計(jì)算。3、了解反應(yīng)速率的概念及表示方法；掌握質(zhì)量作用定律及基元反應(yīng)、非基元反應(yīng)、反應(yīng)級數(shù)等基本概念；理解碰撞理論的基本觀點(diǎn)及活化能的概念；熟悉阿侖尼烏斯公式，明確溫度與反應(yīng)速率的關(guān)系。第一章物質(zhì)及其變化的一些基本定律§1.1理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律、分體積定律§1.2能量和能量守恒定律§1.3焓、焓變和蓋斯定律§1.4化學(xué)反應(yīng)速率和質(zhì)量作用定律§1.1理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律

本章主要介紹化學(xué)變化的一些基本定律，包括：理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律、能量守恒定律、蓋斯定律、質(zhì)量作用定律。這些定律是在總結(jié)了大量的化學(xué)變化現(xiàn)象的基礎(chǔ)上，歸納出的理性認(rèn)識。在平時(shí)的化工生產(chǎn)、科研實(shí)踐、化學(xué)實(shí)驗(yàn)中，經(jīng)常用來討論問題，進(jìn)行一些化學(xué)計(jì)算，所以把它們單獨(dú)作為一章來學(xué)習(xí)。

一、理想氣體狀態(tài)方程

一定量氣體處于一定狀態(tài)時(shí)，描述其狀態(tài)的各個(gè)物理量之間有如下關(guān)系：PV=nRT

要點(diǎn)：(1)、注意單位：P－Pa、V－m3、T－K、n－mol→

R=8.314J·K-1·mol-1(2)

、適用條件：理想氣體——分子本身不占空間；分子間沒有相互作用力高溫、低壓下的真實(shí)氣體：即一般溫度不是太低、壓力不是太大的真實(shí)氣體，可以忽略誤差，用此公式。(3)

、公式變換：M—摩爾質(zhì)量，g·mol-1T=t+273.15二、分壓定律如果幾種理想氣體混合在一起，相互之間不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，那么每種氣體的分壓和混合氣體的總壓之間，遵循道爾頓分壓定律：

P總=PA+PB+PC+···=ΣPi即：混合氣體的總壓力等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。注意：1、分壓的概念——混合氣體中每一組分氣體產(chǎn)生的壓力，不因其他組分氣體的存在而有所改變，與它單獨(dú)占有整個(gè)容器時(shí)所產(chǎn)生的壓力相同。組分氣體對容器所施加的壓力，叫做該組分氣體的分壓力，簡稱分壓。分壓力等于在同溫度下組分氣體單獨(dú)占有與混合氣體相同體積時(shí)所產(chǎn)生的壓力。注：兩容器溫度相同。(1)、兩個(gè)容器中O2對器壁產(chǎn)生的壓力是否相同？(2)、兩個(gè)容器的器壁承受的壓力是否相同？2、每種組分氣體仍然遵守理想氣體狀態(tài)方程設(shè)混合氣體含有A、B兩組分氣體，方程變換如下：

xi-

i組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)。即：組分氣體的分壓等于總壓與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)的乘積。已知總壓、組分的物質(zhì)的量，可以計(jì)算分壓。補(bǔ)充:分體積定律分體積：是指某組分氣體在具有與混合氣體相同溫度、相同壓力時(shí)，其單獨(dú)存在所占有的體積。19世紀(jì)，Amage(阿馬格)首先提出分體積定律：混合氣體的總體積等于各組分的分體積之和。V=V?

根據(jù)分體積的定義和理想氣體狀態(tài)方程式，組分A的分體積為：

混合氣體的總體積為:

將兩式相除,得:

—組分氣體的體積分?jǐn)?shù),在數(shù)值上等于其摩爾分?jǐn)?shù)。§1.2能量和能量守恒定律研究化學(xué)反應(yīng)的三大重要問題是：1、化學(xué)反應(yīng)是否能夠發(fā)生(即反應(yīng)方向)－化學(xué)熱力學(xué)2、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度(即化學(xué)平衡)－化學(xué)熱力學(xué)3、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢(即反應(yīng)速率)－化學(xué)動(dòng)力學(xué)研究化學(xué)反應(yīng)和相變化過程中能量轉(zhuǎn)化規(guī)律的科學(xué)稱為化學(xué)熱力學(xué)(chemicalthermodynamics)。

實(shí)例1、汽車尾氣是大氣重要污染物之一，其中是NO、CO是主要污染物，能否利用二者在一定條件下反應(yīng)：NO+CON2

+CO2，這樣就會(huì)將有害氣體變?yōu)闊o害氣體，反應(yīng)是否能夠進(jìn)行？2、如果將CO2C+O2，則會(huì)減小溫室效應(yīng)及解決世界能源短缺的問題，反應(yīng)能否實(shí)現(xiàn)？3、蔗糖轉(zhuǎn)化為葡萄糖和果糖的反應(yīng)式為：C12H22O11+H2OH+C6H12O6(葡萄糖)

+C6H12O6(果糖)在一定條件下、一定時(shí)間后蔗糖的轉(zhuǎn)化率是多少或達(dá)到60%的轉(zhuǎn)化率需要多長時(shí)間？

一、體系和環(huán)境systemandsurrounding

體系就是所要研究的對象；體系以外的與體系有密切聯(lián)系的其他物質(zhì)或空間部分，叫做環(huán)境。體系和環(huán)境是根據(jù)所研究的對象的范圍來界定的。選定的體系不同，環(huán)境的界定也跟著發(fā)生變化。二、內(nèi)能、熱和功的概念（一）狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

statefunction

體系的狀態(tài)：指用來描述體系的一切宏觀性質(zhì)的總和。當(dāng)體系的這些性質(zhì)都有定值時(shí)，體系就處在一定的狀態(tài)。如果其中任何一種性質(zhì)發(fā)生變化，體系的狀態(tài)就會(huì)隨之變化，從一個(gè)狀態(tài)到另一個(gè)狀態(tài)。變化前的狀態(tài)稱為起始狀態(tài)(始態(tài))，變化后的狀態(tài)稱為最終狀態(tài)(終態(tài))。在化學(xué)反應(yīng)中，通常將反應(yīng)物看成是體系的始態(tài)，而生成物是終態(tài)。

狀態(tài)函數(shù)就是描述體系狀態(tài)的函數(shù)。對于一個(gè)熱力學(xué)體系來說，通常用V、P、T、物質(zhì)的量（n）等這些反映體系宏觀性質(zhì)的物理量來描述它的狀態(tài)，這些物理量就是狀態(tài)函數(shù)。即一個(gè)狀態(tài)函數(shù)就是體系的一種性質(zhì)。一杯水：這杯水在從狀態(tài)1變到狀態(tài)2時(shí)，可以經(jīng)過不同的途徑。但是不管途徑如何，狀態(tài)函數(shù)T的變化值都是一樣的：ΔT＝80℃－20℃＝60℃這就是狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)，與變化的途徑無關(guān)。不管變化途徑如何，只要始態(tài)和終態(tài)是確定的，其變化值就是確定的。

（二）內(nèi)能、熱和功1、內(nèi)能internalenergy

內(nèi)能就是體系內(nèi)部的能量。內(nèi)能一般包括：分子動(dòng)能、分子勢能、電子運(yùn)動(dòng)動(dòng)能、分子中原子和電子的相互作用和運(yùn)動(dòng)的能量、原子核能等幾部分。思考：內(nèi)能是不是狀態(tài)函數(shù)？

當(dāng)體系從一種狀態(tài)變化到另一種狀態(tài)時(shí)，內(nèi)能的變化值可以測定：ΔU

U=U2-U1“Δ”＝終態(tài)－始態(tài)（物理量的變化值。）ΔU、U的單位：kJ·mol-1，J·mol-1。2、熱和功

(1)熱heat--體系和環(huán)境之間由于溫度差而傳遞的能量，以“Q”表示。思考：熱是不是狀態(tài)函數(shù)？熱力學(xué)中規(guī)定：體系吸熱Q為正值，體系放熱Q為負(fù)值。(2)功work--除熱以外，其它形式傳遞的能量都叫功，以“W”表示。功分為幾類？

由于體積變化而與環(huán)境交換的能量稱為體積功。對于恒壓過程，當(dāng)外壓力為P，體積由V1

變到V2

時(shí)，體積功為W=P(V2-V1)=P·△V。除體積功以外的其他功統(tǒng)稱為非體積功，如電功、表面功、重力功等。功是不是狀態(tài)函數(shù)？熱力學(xué)中規(guī)定：體系對環(huán)境做功，W為正值；環(huán)境對體系做功，W為負(fù)值。

例題:在100oC和101.3kPa壓力下，2molH2(g)和1molO2(g)反應(yīng)，2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)，求此反應(yīng)的W體?解:W體=P·V=n·RT=(2-2-1)mol8.313J·mol-1

·K-1373.15K=-3102J

W體為負(fù)值，說明環(huán)境對體系做功。

能量在體系與環(huán)境之間傳遞的方式要么是熱，要么是功，不外乎這兩種方式，所以內(nèi)能的變化值可以表示為：ΔU=Q-W，這就是熱力學(xué)第一定律(能量守恒定律)的數(shù)學(xué)表達(dá)式。三、熱力學(xué)第一定律(能量守恒定律)—U=Q-W

+Q狀態(tài)1-W

狀態(tài)2

U1U2

U2=U1+Q-W?U=U2-U1=Q-W注意:(1)體系（反應(yīng)）吸熱，Q為“＋”。體系對環(huán)境做功，W為“＋”?！纠恳粋€(gè)化學(xué)反應(yīng)過程，放出熱量50.0kJ，對外做功35.5kJ，求其內(nèi)能變化？解：U=Q-W＝－50.0－35.5＝－85.5kJ（降低）(2)熱和功是過程函數(shù)，而不是狀態(tài)函數(shù)。(3)

孤立體系：Q=0，W=0，則U=Q-W＝0，即U為常數(shù)，內(nèi)能守恒。如果不是孤立體系：U總=U系+U環(huán)=0∴U系=

-U環(huán)即：體系放出的能量等于環(huán)境吸收的能量，或體系吸收的能量必等于環(huán)境放出的能量。四、恒容反應(yīng)熱和恒壓反應(yīng)熱

為了比較不同反應(yīng)熱量變化的大小，定義了反應(yīng)熱的概念。反應(yīng)熱（Q）：當(dāng)生成物和反應(yīng)物的溫度相同，且反應(yīng)過程中只做體積功時(shí)，化學(xué)反應(yīng)中所吸收或放出的熱量稱為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，通稱反應(yīng)熱。反應(yīng)熱主要有：恒容反應(yīng)熱（

Qv）和恒壓反應(yīng)熱（

Qp

）。

恒容反應(yīng)：V=0,W=PV=0U=Qv-W

=Qv即：體系的內(nèi)能變化在數(shù)值上等于恒容反應(yīng)熱。物理意義：在恒容反應(yīng)過程中，體系吸收的熱量全部用來增加體系的內(nèi)能。恒壓反應(yīng)：：

熱力學(xué)上定義：H=U+PV則：QP=H2-H1=HH就是我們要介紹的熱力學(xué)中的一個(gè)新的重要狀態(tài)函數(shù)：體系的焓enthalpy?！?.3焓、焓變和蓋斯定律一、焓與焓變

changeofenthalpy

思考：

H（焓）是不是狀態(tài)函數(shù)？

要掌握焓的概念，應(yīng)該把握七點(diǎn)：

(1)、焓與內(nèi)能一樣，是反映體系性質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)。焓代表的也是體系的一種能量狀態(tài)。

思考：H

、ΔH的單位是什么？(2)、恒壓反應(yīng)熱在數(shù)值上就等于體系的焓變：Qp=ΔH。物理意義：體系在恒壓過程中所吸收的熱量全部用于使焓增加。(3)、由Qp=ΔH

可知，對于恒壓反應(yīng)：

吸熱反應(yīng)：Qp>0，ΔH>0

放熱反應(yīng)：Qp<0，ΔH<0反過來：

ΔH>0，吸熱反應(yīng)

ΔH<0，放熱反應(yīng)

(4)、

Qp與Qv

的關(guān)系：根據(jù)焓的定義，當(dāng)恒壓、只做體積功時(shí)：

（條件：氣體參加的反應(yīng)；反應(yīng)前后溫度不變、壓力不變）

(5)、根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的特性：焓值具有加合性：H=H1+H2+······+Hn反應(yīng)物生成物H1Hn

中間產(chǎn)物1中間產(chǎn)物2中間產(chǎn)物n-1H2

若Δn=0(反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)不變)，則Qp=Qv

；或反應(yīng)物與生成物全是固體或液體時(shí)，Qp=Qv?！纠亢銐簵l件下：

則：Qp=Qv（ΔH=ΔU，沒有體積功）。(6)、根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì)，當(dāng)過程向相反方向進(jìn)行時(shí)，H要改變符號。即如果過程逆轉(zhuǎn)，從終態(tài)回到始態(tài)，則

H逆=H1-H2=-(H2-H1)=-H正即正過程的熱效應(yīng)與逆過程的熱效應(yīng)兩者的數(shù)值相等而符號相反。例如：在一定條件下，H2和O2生成1mol氣態(tài)水時(shí)，放出熱量為241.8kJ；在相同條件下，1mol氣態(tài)水分解為H2和O2時(shí)需吸收241.8kJ的熱量。(7)、焓和內(nèi)能都是與體系物質(zhì)的量有關(guān)的性質(zhì)，因此，H數(shù)值的大小與物質(zhì)的質(zhì)量或物質(zhì)的量成正比。例如：在上例中，相同條件下時(shí)生成2mol氣態(tài)水時(shí)，放出熱量為2241.8kJ。例題：設(shè)1mol乙烷在密閉容器中燃燒：C2H6(g)+0.5O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)，實(shí)驗(yàn)測得298.2K時(shí)，反應(yīng)熱QV為-1.56×106J·mol-1，試計(jì)算QP值。設(shè)計(jì)反應(yīng)途徑：C2H6(g)+0.5O2(g)TP1V12CO2(g)+3H2O

(g)TP1V22CO2(g)+3H2O

(g)TP2V1ⅠⅡΔUP=QP-WPΔUV=QVΔUT=0解：ΔUp=ΔUV+ΔUT理想氣體的內(nèi)能只是溫度的函數(shù)，壓力變化對內(nèi)能的影響很小，ΔUT可視作零。QP-WP=QVQP=QV+ΔnRT=-1.56

106+(2-1-3.5)8.314298.2=-1.57

106Jmol-1二、熱化學(xué)方程式

thermochemicalequation與普通化學(xué)方程式的區(qū)別：

(1)、要注明反應(yīng)的溫度和壓力

(2)、

注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：g、l、s、aq(aqual)、cr(crystal)（條件不同，焓變不同

)(3)、

注明反應(yīng)的焓變值（吸熱，ΔH>0；放熱，ΔH<0）。為了比較不同反應(yīng)體系反應(yīng)熱的大小，熱力學(xué)中提出了標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的概念，用符號“Θ”來表示：（溫度T時(shí)，把處于壓力101.325kPa下的物質(zhì)狀態(tài)稱為標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，簡稱標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。）氣體壓力為1.01325×105Pa，用P?表示；溶液中溶質(zhì)濃度為1mol?dm－3，用C?表示；純固體或純液體時(shí)，體系所處的狀態(tài)為標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)條件下體系的焓變?yōu)闃?biāo)準(zhǔn)焓變:

則上式寫成：

特別注意：在熱化學(xué)方程式中一定要注明物質(zhì)的量。

反應(yīng)系數(shù)（物質(zhì)的量）不同，同一反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)焓變值不同。焓變單位中的“mol－1”表示什么意思呢？它表示：按所給定的反應(yīng)方程式，進(jìn)行1mol化學(xué)反應(yīng)時(shí)的焓變。每摩爾反應(yīng)：只要是配平了的反應(yīng)都作為一個(gè)整體，或稱為“一個(gè)單位的化學(xué)反應(yīng)”。例如：第一個(gè)反應(yīng)式表示：?三、化學(xué)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)焓變的計(jì)算

1、標(biāo)準(zhǔn)生成焓

在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的焓變，叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。通常選定T=298.15K，用符號ΔfH298θ或ΔfHθ表示；并規(guī)定標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓為零。

△所謂最穩(wěn)定單質(zhì)就是指在1.01325×105Pa、298K下能穩(wěn)定存在的單質(zhì)。如氧的最穩(wěn)定單質(zhì)：O2(√)，O3(×)例如：Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)、C(石墨)、白P①C的同素異形體金剛石的ΔfHθ不為0。②白磷和紅磷：紅磷是最穩(wěn)定單質(zhì)，但是指定了白磷的ΔfHθ為0。根據(jù)這個(gè)規(guī)定，可以測定出其它物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。如：

例題：找出表示H2O(g)的正確fH?298的反應(yīng)式：(1)2H+O=H2O(g),

fH?298(1)(2)H2(g)+?O2=H2O(g),

fH?298(2)(3)2H2(g)+O2=2H2O(g),

fH?298(3)標(biāo)準(zhǔn)生成焓符號：ΔfH?

2、焓變的計(jì)算

i

—反應(yīng)式中各物質(zhì)i的化學(xué)計(jì)量數(shù)。公式推導(dǎo)：一個(gè)化學(xué)反應(yīng)從參加反應(yīng)的單質(zhì)直接轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌?；或者從參加反?yīng)的單質(zhì)先生成反應(yīng)物，再變化為生成物，兩種途徑焓變(反應(yīng)熱)相等。

AB+CDAC+BD反應(yīng)物

rHT?

生成物

Ⅰ∑νifHT?(反應(yīng)物)Ⅰ

Ⅱ

∑νifHT?(生成物)

參加反應(yīng)的各種單質(zhì)

A、B、C、D

標(biāo)準(zhǔn)生成焓與反應(yīng)熱的關(guān)系圖

∑νifHT?(反應(yīng)物)+rHT?=∑νifHT?(生成物)∴rHT?=∑νifHT?(生成物)-∑νifHT?(反應(yīng)物)

例1、計(jì)算下面恒壓反應(yīng)的反應(yīng)熱（1.01325×105Pa，298K）解：查表知：

∴＝4×90.25＋6×（-241.82）-4×（-46.11）＝-905.48kJ·mol－1325頁例：葡萄糖在體內(nèi)供給能量的反應(yīng)是最重要的生物化學(xué)反應(yīng)之一，其完全氧化的反應(yīng)如下：試?yán)梦镔|(zhì)298K時(shí)的ΔfH?(B)估算每克葡萄糖的熱值。已知ΔfH?(葡萄糖)=-1274.5kJ·mol-1

(同樣可計(jì)算脂肪、蛋白質(zhì)、糖類的熱值，這就是基于熱量需求而進(jìn)行食譜計(jì)算的原理。)除此之外，焓變的計(jì)算還有另外一種方法。

例2、根據(jù)給出的條件，計(jì)算：

的標(biāo)準(zhǔn)焓變。（298K）

（1）

（2）

=-394-（-283）=-111kJ·mol-1（2）

∵（1）－（3）＝（2）

∴（3）

（1）

利用蓋斯定律，可以根據(jù)已知反應(yīng)的反應(yīng)熱，通過設(shè)計(jì)反應(yīng)途徑來求出未知反應(yīng)的反應(yīng)熱。實(shí)際應(yīng)用的時(shí)候，可以通過方程式的加減來計(jì)算。通過這個(gè)例子可以看出：恒溫恒壓條件下的化學(xué)反應(yīng)，不管經(jīng)過幾步反應(yīng)，只要反應(yīng)物和產(chǎn)物的狀態(tài)一定，反應(yīng)的焓變是確定的（這是由狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì)確定的）。實(shí)際上，早在1840年，俄國化學(xué)家蓋斯（Hess）就根據(jù)實(shí)驗(yàn)事實(shí)總結(jié)出了這條規(guī)律——蓋斯定律(Hess’sLaw)。

(1)在恒溫恒壓條件下，體系只做體積功時(shí)，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)只取決于反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)，與反應(yīng)經(jīng)歷的途徑無關(guān)。(2)一個(gè)化學(xué)反應(yīng)若可以分幾步來完成，則總反應(yīng)的熱效應(yīng)等于各個(gè)分反應(yīng)的熱效應(yīng)之和。蓋斯定律的應(yīng)用：計(jì)算燃燒熱CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

計(jì)算燃燒熱CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

假設(shè)：(1)CH4(g)

=C(石墨)+2H2(g)(2)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)(3)H2(g)

+0.5O2(g)=H2O

(l)由(1)+(2)+2(3)得:§1.4化學(xué)反應(yīng)速率和質(zhì)量作用定律一、化學(xué)反應(yīng)速率的概念rateofchemicalreation化學(xué)反應(yīng)速率是表示反應(yīng)進(jìn)行快慢的物理量，一般用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。如果是氣體反應(yīng)，也可以用分壓代替濃度來表示。例：H2O2=H2O+

(MnO2為催化劑)

假設(shè)一定溫度下，在一個(gè)1dm3的密閉容器中盛有H2O2的水溶液，H2O2的起始濃度為0.1mol·dm－3，反應(yīng)1小時(shí)后，測得H2O2濃度變?yōu)?.04mol·dm－3，O2濃度變?yōu)?.03mol·dm－3。這個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)速率可以表示為：如果我們在速率表達(dá)式中除以每種物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量系數(shù)：

=?H2O2=H2O+這樣，不管用哪種物質(zhì)的濃度變化來表示，同一反應(yīng)的反應(yīng)速率數(shù)值都是一樣的。那么，對于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)來說，反應(yīng)速率可以表示為：

——平均速率（在某一時(shí)間間隔Δt內(nèi)的平均反應(yīng)速率）

——瞬時(shí)速率（濃度對反應(yīng)時(shí)間的微分）

i-任一組分i的化學(xué)計(jì)量數(shù)，反應(yīng)物為負(fù)，生成物為正。瞬時(shí)速率

以濃度c為縱坐標(biāo)，以時(shí)間t為橫坐標(biāo)，畫出c-t曲線。

c-t曲線中，割線AB的斜率表示時(shí)間間隔Δt=tB–tA內(nèi)反應(yīng)的平均速率，而過曲線上C點(diǎn)的切線的斜率表示該時(shí)間間隔內(nèi)某時(shí)刻tC時(shí)反應(yīng)的瞬時(shí)速率。當(dāng)A、B兩點(diǎn)沿曲線向C靠近時(shí)，即時(shí)間間隔tB–tA=Δt越來越小時(shí)，割線AB越來越接近切線，割線的斜率越來越接近切線的斜率。因此瞬時(shí)速率v可以用極限的方法來表示：v=lim，即Δt→0，v=

即v=c(反應(yīng)物)/mol·L-1

A

DCEFBtct/s瞬時(shí)反應(yīng)速率的作圖求法思考：影響反應(yīng)速率的因素是什么？K2S2O8(過二硫酸鉀)

+2KI=2K2SO4+I2二、反應(yīng)物濃度和反應(yīng)速率的關(guān)系——質(zhì)量作用定律

在一定溫度條件下，一些簡單化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比?！猯awofmassaction

k——反應(yīng)速率常數(shù)（比例系數(shù)）。指反應(yīng)物濃度為單位濃度1mol·dm-3時(shí)的反應(yīng)速率，只與溫度有關(guān)。

若反應(yīng)為：

則：

式中為反應(yīng)的瞬時(shí)速率，物質(zhì)的濃度為瞬時(shí)濃度?！猺ateequation例如：反應(yīng)

的速率方程式為：

注意質(zhì)量作用定律中的條件，僅僅是“一些簡單化學(xué)反應(yīng)(基元反應(yīng))”，許多化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率并不符合質(zhì)量作用定律。實(shí)際上，化學(xué)反應(yīng)從機(jī)理來說，可以分為兩大類：基元反應(yīng)：反應(yīng)物分子相互作用，直接轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物，反應(yīng)一步完成。（上例）

非基元反應(yīng)：反應(yīng)分幾步完成，由幾個(gè)基元反應(yīng)組成的復(fù)雜反應(yīng)，例如：大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)實(shí)際上都是非基元反應(yīng)，而質(zhì)量作用定律只適用于基元反應(yīng)，非基元反應(yīng)的速率方程式，要通過實(shí)驗(yàn)才能確定。

（P17

表1-2）

3.210-6

對于一般的非基元反應(yīng)aA+bB=gG+dD,速率方程式可以寫為，反應(yīng)速率方程中所有濃度項(xiàng)指數(shù)的總和，稱為化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)級數(shù)。x+y=1，反應(yīng)為一級反應(yīng)，如：SO2Cl2(氯化硫酰)→SO2+Cl2x+y=2，反應(yīng)為二級反應(yīng)，如：2NO2→2NO+O2，NO2+CO→NO+CO2

對于基元反應(yīng)

其反應(yīng)級數(shù)為？反應(yīng)物濃度對反應(yīng)速率影響：濃度的方次越高，說明該物質(zhì)濃度對反應(yīng)速率的影響越大。三、反應(yīng)速率常數(shù)和溫度的關(guān)系

1889年，瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)和溫度的關(guān)系，這就是阿侖尼烏斯公式：

Z——指前因子（經(jīng)驗(yàn)常數(shù)）；E——活化能（J·mol－1）e——自然對數(shù)的底（2.718）；R——摩爾氣體常數(shù)思考：為何改變溫度是控制反應(yīng)速率的重要措施之一？由于Z、E均大于0，因此：T↗→k↗→↗。取常用對數(shù)，整理得：五、碰撞理論與反應(yīng)活化能activatedenergy1、碰撞理論認(rèn)為：反應(yīng)物分子間發(fā)生相互碰撞是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的先決條件。例：2HI(g)=H2(g)+I2(g)，500oC假設(shè)HI濃度：1.010-3

molL-1，碰撞次數(shù)：3.51023次L-1S–1；理論反應(yīng)速率：5.8104

molL-1S–1，實(shí)際反應(yīng)速率：1.210-8

molL-1S–1四、壓力對反應(yīng)速率的影響恒溫：P增大，V減小，c增大，v增大。2、反應(yīng)物分子必須具有足夠的能量，只有這樣的分子相互碰撞時(shí)，才有可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。碰撞理論把能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞

effectivecollision；能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子

activatedmolecule。3、碰撞理論把活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差定義為反應(yīng)的活化能

activatedenergy。即E=E1-E平

活化能越大，意味著活化分子數(shù)目越少，有效碰撞越少，反應(yīng)速率就越小。所以反應(yīng)的活化能是決定化學(xué)反應(yīng)速率的重要因素。具有一定能量分子的份額能量氣體分子的能量分布示意圖

E平

E0E1E平—分子的平均能量E0—活化分子具有的最低能量E1—活化分子的平均能量催化劑catalyst也會(huì)改變反應(yīng)速率。催化劑有正有負(fù)，一般情況下，提到催化劑，指的都是正催化劑——增大反應(yīng)速率。加入催化劑后，改變了反應(yīng)途徑，使活化能E降低，從而k增大，增大。只是反應(yīng)完成之后，催化劑又重新作為反應(yīng)的終產(chǎn)物解離出來，感覺好像沒有參加反應(yīng)。催化劑在反應(yīng)前后，物理性質(zhì)往往會(huì)發(fā)生變化，不變的是它的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)。催化劑的特性：①只能縮短到達(dá)平衡的時(shí)間，不能改變平衡的狀態(tài)；

②催化劑具有選擇性：③催化劑用量少；

④硫化物、砷化物等極少量物質(zhì)會(huì)急劇地降低催化劑的催化效果，這種現(xiàn)象稱為催化劑中毒。負(fù)催化劑：對化學(xué)反應(yīng)起減速作用。如延緩鋼鐵材料腐蝕而用的緩蝕劑，防止塑料老化的防老化劑，防止油脂變壞的抗氧化劑。[本章小結(jié)]一、基本概念

狀態(tài)函數(shù)、內(nèi)能（U）、熱（Q）、功（W）、焓（H）、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)、標(biāo)準(zhǔn)生成焓（ΔfHθ）、反應(yīng)熱（Qp、Qv）、熱化學(xué)方程式、反應(yīng)速率、平均速率、反應(yīng)級數(shù)、基元反應(yīng)、非基元反應(yīng)、活化能。二、重要定律及公式1、理想氣體狀態(tài)方程：PV=nRT(注意單位及適用條件）2、氣體分壓定律：

3、熱力學(xué)第一定律：4、焓變的計(jì)算：蓋斯定律Firstlawofthermodynamics5、質(zhì)量作用定律：（）6、阿侖尼烏斯公式：7、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：濃度、壓力、溫度、催化劑催化劑的影響：催化劑能增大反應(yīng)速率，是因?yàn)楦淖兞朔磻?yīng)歷程，降低了活化能；但是催化劑不能改變平衡的狀態(tài)，即不能改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率或者說不能改變反應(yīng)進(jìn)行的程度。三、碰撞理論基本觀點(diǎn)及活化能1.反應(yīng)物分子間發(fā)生相互碰撞是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的先決條件。2.能量是有效碰撞的一個(gè)必要條件，但不充分。只有當(dāng)活化分子中的各個(gè)分子采取合適的取向進(jìn)行碰撞時(shí)，反應(yīng)才能發(fā)生。例如：CO+NO2→NO+CO2OCOC有效碰撞無效碰撞NOOONO圖1分子碰撞的不同取向CO+NO2→NO+CO2[本章作業(yè)]p21-233、7（1）（2）、8、9、11預(yù)習(xí)：第二章化學(xué)反應(yīng)的方向和程度本學(xué)期不作此要求化學(xué)小論文要求一、選題范圍：1、論述與課本《普通化學(xué)》有關(guān)的化學(xué)問題：可以對課本中的有關(guān)理論提出質(zhì)疑，闡明自己的觀點(diǎn)，并提供相應(yīng)的理論或具有明顯說服力的有關(guān)資料。2、論述與化學(xué)有關(guān)的一切問題：如身邊的化學(xué)、生活中的化學(xué)問題，生產(chǎn)、環(huán)境中的化學(xué)問題，或者化學(xué)中的哲學(xué)思想。二、選題舉例：1、我們身邊的化學(xué)2、生活中的腐蝕與防護(hù)3、環(huán)境污染4、化學(xué)與能源5、化學(xué)與材料6、化學(xué)與社會(huì)7、元素周期律與質(zhì)量互變規(guī)律8、大一化學(xué)與心理素質(zhì)培養(yǎng)9、化學(xué)實(shí)驗(yàn)與素質(zhì)培養(yǎng)10、如何利用多媒體在教學(xué)中的優(yōu)勢，等。三、要求：1、字?jǐn)?shù)最少2000。2、論文格式：題目姓名（班級、單位等）摘要：（200字左右）關(guān)鍵詞：（35個(gè)）正文：包括前言、論述、結(jié)論等參考文獻(xiàn)：最少2篇3、不能全篇抄襲，只能段落引用，最好能夠概括總結(jié)、歸納，并提出自己的觀點(diǎn)。4、小論文中具體摘錄轉(zhuǎn)引的內(nèi)容要注明出處，及所用參考文獻(xiàn)的作者、專著、期刊、報(bào)刊、網(wǎng)址等。例如：正文：熵理論從誕生到發(fā)展過程中，逐漸受到人們的關(guān)注，并將其運(yùn)用到生命體系、信息學(xué)等領(lǐng)域。負(fù)熵是何時(shí)、何人提出的呢？高文穎等人[1]在其文中已作說明，薛定諤在1943年于都柏林三一學(xué)院所作的講演中首次利用熱力學(xué)和量子力學(xué)理論來解釋生命的本質(zhì)，提出了負(fù)熵的概念。他指出：熵是無序性的量度，負(fù)熵則是有序性的描述，即負(fù)熵是指生命通過各種能量交換傳遞使體內(nèi)或局部熵減少。一個(gè)生命有機(jī)體的熵是不可逆地增加的，并趨于接近最大值的危險(xiǎn)狀態(tài)，那就是死亡。所以生物有機(jī)體為保持低熵的穩(wěn)定狀態(tài)就必須不斷地與環(huán)境進(jìn)行物質(zhì)交流，吸進(jìn)負(fù)熵以維持生命[2]

。[參考文獻(xiàn)]1.高文穎，劉義，屈松生.生命體系與“熵”.大學(xué)化學(xué),2002,17(5):2428.（17-期，5-卷）2.石油大學(xué)無機(jī)化學(xué)教研室編.普通化學(xué).山東東營:石油大學(xué)出版社,2002.5、查閱方法及地點(diǎn)：（1）上網(wǎng)：圖書館(點(diǎn)擊：中文期刊全文庫)（2）/

（3）書籍查閱：圖書館2層1.Theinternalenergydependsonlyonthestateofthesystem:

U=Ufinal-UinitialThevalueofUforagivenchangeinstateisindependentofthepathwayoftheprocess.Aquantitysuchasinternalenergythatdependsonlyon