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无机化学课件第二章 节 化学反应基本规律.ppt
ΔrGm?298.15 = (-603.3 – 394.4) – (-1129.1) = 131.4 KJ/mol0 所以CaCO3在25℃时不能自动分解. 欲使反应自发进行, 必须 ΔrGm?(T) ≈ΔrHm?,298.15– TΔrSm?,298.15 0 即 T>ΔrHm?,298.15 / ΔrSm?,298.15 转折温度 64 其中 ΔrHm?,298.15 = 179.2 kJ/mol ΔrSm?,298.15 = 160.2 J/mol·K 故 T >179.2×1000/160.2 = 1119 K 即CaCO3(s)在高于1119 K时才能分 解为CaO(s)和CO2(g). 如何理解这一结论? 65 3. 非标准状态下ΔrGm的计算 对于非标准状态下的化学反应, pi ≠p? , c i≠c? 故应当用ΔrGm作方向判据。 对于任一反应 , 温度一定时, a A + b B = g G + h H 66 ΔrGm= ΔrGm? + RT ln Q 式中Q为某时刻的反应商. 或 化学反应等温式 67 例4.已知下列反应在25℃时的ΔrGm?=7.6 kJ/mol,求ΔrGm, 并判断反应的方向。 HI(g,40kPa)= 1/2 I2 (g,1kPa) + 1/2H2(g,1kPa) 解: 各物质的分压不等于标准压力, 体系处于非标准状态,因此 ΔrGm= ΔrGm ? + RT ln Q 68 其中 =0.025 ΔrGm= 7.6+8.314×10-3×298 ln 0.025 = -1.5 kJ/mol 0 反应正向进行. 69 2-4-1 化学反应速率的表示方法 化学反应速率:在一定条件下,反应物 转变为生成物的速率。 对于化学反应 a A + b B = g G + hH 或写为 0 = -a A – b B + gG + hH 2-4 化学反应速率 70 则化学反应速率υ为 单位:mol?L-1?s-1。 具体表示为 71 例如: N2 + 3 H2 == 2 NH3 起始浓度/mol?L-1 1.0 3.0 0 2秒后浓度/mol?L-1 0.8 2.4 0.4 ↓-0.2 ↓-0.6 ↓+0.4 反应速率 υ = vN2-1dcN2 /dt =(-1)-1(-0.2/2) = 0.1 mol·L-1·s-1 72 2-4-2???反应速率理论和活化能 1.碰撞理论(定性介绍) (1)基本要点 l???反应速率与碰撞频率有关。碰撞 频率越高,反应速率越大。 l???在反应物分子的无数次碰撞中,只有少数具备足够高能量的分子按一定取向才能发生有效碰撞——转化为生成物。 73 例如:973K时, 2 HI(g) H2(g)+ I2(g) c0 1.0×10-3mol·L-1 理论计算: 反应速率应约为 5.8×104 mol?L-1?s-1 分子碰撞次数约为3.5×1028L-1?s-1 实际反应速率 1.2×10-8mol?L-1?s-1 哇!差这么多! 74 (2)活化分子 活化能 有效碰撞与无效碰撞的区别——在分子的能量和取向上。 定温下,分子能量的分布图: 活化分子 分子百分数 E平 E c 75 活化分子的最低能量(Ec)与反应物分子平均能量之差叫活化能: 活化能是化学反应的“能垒”,Ea越高,反应越慢;Ea越低, 反应越快。 Ea = Ec- E(平) Ea可以通过实 验测定。 76 有效碰撞的第二个条件是必须采取合适的取向。 NO2 + CO NO + CO2 77 2.过渡状态理论(活化配合物理论) (1) 基本要点 ①当两个具有足够高能量的反应物分子相互接近时,分子中的化学键要经过重排,能量要重新分配。在反应过程中,要经过一个中间的过渡状态——形成活化配合物。 78 6CO2 (g) + 6H2O (l) ═ C6H121O6 (s) + 6O2 (g) 这
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