普通化及学第二章.ppt

600K时 由 因为 必须用 计算 忽略温度对 的影响 2.4 化学平衡 即 近似298K时的值 =2×(-45.95) -0 -0 =-91.92kJ·moL-1 = 2×192,70-191.60- 3× 130.70 = -196.2 J· moL-1·K-1 所以 2.4 化学平衡 解: 根据 2.4 化学平衡 例2：已知630K 时反应 A(s) ≒ 2B(g)+ C(g)的 求该温度下平衡时 pB， pC值。 2.2 影响化学反应速率的因素 3. 催化剂对化学反应速率的影响 催化剂 — 能加快化学反应速率而本身的组成,质量和化学性质在反应前后保持不变的物质 阻化剂(负催化剂) — 能使反应速率减慢的物质 例如：防老剂，缓蚀剂等 自催化反应 催化剂的性质： 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 具有选择性 2.2 影响化学反应速率的因素 4. 影响多相反应速率的因素 相 — 系统中任何一个性质完全相同的均匀 部分 含有一个相的系统 — 单相或均相系统 对多相系统，其反应速率还与两个因素有关 (1) 相之间接触面的大小 (2) 扩散作用 多于一个相的系统 — 多相系统 2.3 反应速率理论 1. 有效碰撞理论 有效碰撞的条件： 1) 名词解释 (1) 有效碰撞 足够高的能量 — 能发生化学反应的碰撞 适当的碰撞方位 2.3 反应速率理论 (2) 活化分子 (3) 活化能 (Ea) —能发生有效碰撞的分子 —活化分子具有的最低能量(E0) 与分子的平均能量(E平)之差 Ea E平 E0 能量 Ea = E0 - E平 2.3 反应速率理论 2.3 反应速率理论 2) 有效碰撞的理论要点 (1) 反应的先决条件是碰撞 (2) 反应的活化能Ea 越低，活化分子数越多， 有效碰撞频率越高，反应速率越快 2) 分析上述反应中的能量变化 2. 过渡状态理论 1) 要点 A + BC 反应 A + BC ≒ AB + C ≒ A· · ·B · · ·C 活化络合物 (过渡态) 反应物 生成物 → AB + C 2.3 反应速率理论 能量 反应历程 AB+C A+BC Ea1 Ea2 活化络合物 A· · ·B · · ·C Ea1 — 正反应的活化能 吸热反应的活化能总是大于放热反应的活化能 2.3 反应速率理论 Ea2 — 逆反应的活化能 放热 Ea1 – Ea2 =ΔrHm 0 正反应 Ea2 –Ea1 =ΔrHm 0 逆反应 吸热 Ea越小，能越过能峰分子越多，反应速率就越快 3. 活化能与反应速率的关系 1) 增加反应物浓度，单位体积内分子总数增 多，增加了活化分子数，反应速率加快 2) 温度升高，活化分子的分数将增加，加快 了反应速率 活化能是决定反应速率的内因 活化能越小，活化分子数占分子总数的比例越大，反应速率越快 2.3 反应速率理论 催化活化络合物 无催化活化络合物 Ea,无催化 Ea,催化 反应历程 能量 3) 使用催化剂，改变反应途径,降低了反应所需的活化能，反应速率也就加快 2.3 反应速率理论 2.3 反应速率理论 例如： 2.4 化学平衡 1. 化学平衡的建立 在一定条件下，既可正向也可逆向进行的反 应，用 “ ≒ ” 表示 1) 可逆反应 CO(g) + H2O(g) ≒ CO2(g) + H2(g) 2) 化学平衡 随着时间的变化， v正↓， v逆↑， 对可逆反应 CO(g) + H2O(g) ≒ CO2(g) + H2(g) t v v逆 v正 v正 = v逆 2.4 化学平衡 当 v正 = v逆，组分浓 度不随时间而变化， 这种宏观上静止的状 态称为平衡状态 3) 平衡特征 (1) v正 = v逆 ≠ 0 (2) 动态平衡 2.4 化学平衡 2. 平衡常数 1) 实验平衡常数 例:在1473 K 时测得可逆反应 CO(g)+H2O(g)≒CO2(g) +H2(g)达到平衡时 的几组实验数据 2.4 化学平衡 CO 0 CO2 H2O 0.41 0.43