绪论 1.化学：在分子、离子和原子层次上，研究物质的组成和结构以及物质的化学 性质和化学变化及其内在联系的科学。 应注意的问题： (1)化学变化的特点：原子核组成不变，发生分子组成或原子、离子等结 合方式的改变： (2)认为物理变化不产生质变，不生成新物质是不准确的，如： H+3H=2He+'on是质变，产生了新元素，但属于物理变化的范畴： (3)化学变化也有基本粒子参加，如：2AgC1=2Ag+Ch就有光子参加 (4)物质 「挚：质化合物〔分子、原子、离子)（质子 场：电磁场、引力场 2.无机化学：除去碳氢化合物及其大多数衍生物外，对所有元素和他们的化合 物的性质和反应进行研究和理论解释的科学。（莫勒提法） 3.怎样学习无机化学？ (1)你所积累的好的学习方法都适于学习无机化学。 (2)课前预习，带着问题听课。提倡写预习笔记。 (3)课上精力集中，边听边看边想边记，眼、耳、手、脑并用 (4)课后趁热复习，按时完成作业，及时消化，不欠账。 (5)提高自学能力，讨论课积极发言。 (6)随时总结，使知识系统化。达到书越读越薄之目的。 (7)理论联系实际，做好化学实验
1 绪论 1. 化学：在分子、离子和原子层次上，研究物质的组成和结构以及物质的化学 性质和化学变化及其内在联系的科学。 应注意的问题： （1）化学变化的特点：原子核组成不变，发生分子组成或原子、离子等结 合方式的改变； （2）认 为物 理变化 不产生 质变 ，不生 成新物 质是 不准确 的，如： 1 2H+3 1H==4 2He+1 0n 是质变，产生了新元素，但属于物理变化的范畴； （3）化学变化也有基本粒子参加，如：2AgCl==2Ag+Cl2 就有光子参加； （4）物质 2. 无机化学：除去碳氢化合物及其大多数衍生物外，对所有元素和他们的化合 物的性质和反应进行研究和理论解释的科学。（莫勒提法） 3. 怎样学习无机化学？ （1） 你所积累的好的学习方法都适于学习无机化学。 （2） 课前预习，带着问题听课。提倡写预习笔记。 （3） 课上精力集中，边听边看边想边记，眼、耳、手、脑并用。 （4） 课后趁热复习，按时完成作业，及时消化，不欠账。 （5） 提高自学能力，讨论课积极发言。 （6） 随时总结，使知识系统化。达到书越读越薄之目的。 （7） 理论联系实际，做好化学实验
第一章化学热力学 敦学目标： 1掌握焓、焓变、熵、熵变、自由能、自由能变等概念 2.掌握用自由能变化判断反应自发性以及有关热力学计算： 3.了解影响化学平衡的因素，学会有关化学平衡的计算。 重点： 1.△H、△G、△S的意义及有关计算： 2.用△G判断化学反应方向： 3.用盖斯定律，吉布斯~亥姆霍兹公式计算和解释问题。 难点：U、G、H、S等概念及其变化。 教学方法：讲授为主，讨论为辅。 教学内容： §1-1引言 1-1热力学： 研究热以及其他形式的能量之间相互转化关系的一门科学。 12热力学解决化学方面的问题： 1指定的反应在一定条件下能否发生： 2伴随反应的能量变化是多少？ 3平衡状态如何？原料转化率是多少？ 13常用的热力学术语： 1体系：划分出来，作为研究对象的物质：环境：体系以外的部分称环境。 体系分类： (1)散开体系：体系与环境之间既有物质交换又有能量交换： (2)封闭体系：体系与环境之间没有物质交换只有能量交换： (3)孤立体系：体系与环境之间即无物质交换也无能量交换。 2状态函数：描写体系的宏观性质叫状态函数。如T、P、V.状态函数的变 化只取决于体系始态与终态，与变化途径无关。例P85图31 3.体系性质分类：()广度性质：其数值与体系中的物质数量成正比的性质，有加 合性。 (2)强度性质：其数值与体系中的物质数量无关的性质，如：T、d、Vm §1-2热力学第一定律和热化学 2-11热力学第一定律： 自然界一切物质都具有一定的能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转
2 第一章 化学热力学 教学目标： 1.掌握焓、焓变、熵、熵变、自由能、自由能变等概念； 2.掌握用自由能变化判断反应自发性以及有关热力学计算； 3.了解影响化学平衡的因素，学会有关化学平衡的计算。 重点： 1. ΔH、ΔG、ΔS 的意义及有关计算； 2.用 ΔG 判断化学反应方向； 3.用盖斯定律，吉布斯~亥姆霍兹公式计算和解释问题。 难点：U、G、H、S 等概念及其变化。 教学方法：讲授为主，讨论为辅。 教学内容： §1-1 引言 1-1 热力学： 研究热以及其他形式的能量之间相互转化关系的一门科学。 1-2 热力学解决化学方面的问题： 1.指定的反应在一定条件下能否发生； 2.伴随反应的能量变化是多少？ 3.平衡状态如何？原料转化率是多少？ 1-3 常用的热力学术语： 1.体系：划分出来，作为研究对象的物质；环境：体系以外的部分称环境。 体系分类： (1)敞开体系：体系与环境之间既有物质交换又有能量交换； (2)封闭体系：体系与环境之间没有物质交换只有能量交换； (3)孤立体系：体系与环境之间即无物质交换也无能量交换。 2.状态函数：描写体系的宏观性质叫状态函数。如 T、P、V .状态函数的变 化只取决于体系始态与终态，与变化途径无关。例 P85 图 3-1 3.体系性质分类：(1)广度性质：其数值与体系中的物质数量成正比的性质，有加 合性。 (2)强度性质：其数值与体系中的物质数量无关的性质，如：T、d、Vm §1-2 热力学第一定律和热化学 2-1 1.热力学第一定律： 自然界一切物质都具有一定的能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转
化为另一种形式，从一个物体传给另一个物体，但转化和传递过程中能量的总量 不变。（学生答） 2.内能(U):热力学体系中能量的总和：广度性质，状态函数： 3热量(Q):由于温度不同，体系与环境之间传递的能量。非状态函数：环境传 给体系Q>0 4.功(W):除热之外，其他被传递的能量。非状态函数：环传体W>0 5.热力学第一定律数学表达式△U=Q+W(3-1) 2-2等容过程、等压过程和格 1.等容过程：△U=Q(3-2) 2.等压过程：W=PV2-V)△U=2-U=Q。-P(W-V)∴.Q。=(U+PV)-(U+PV) 则Q=H-H=△H 令：（定义）：H=U+PV称焓.△H=Qp (3-3) 23热化学 1热化学：讨论和计算化学反应热的学科。 2反应热等温等压（等容）不做其它功，一个化学反应按化学计量方程式反应一 摩尔时的热效应叫等压（等容）反应热 3.热化学方程式的写法： (1)反应热效应：△rH9①r:反应0：标准态10Pa(1atm)②298K不 注明③特殊压力、温度要注明④物质状态5、1、g和晶型也要注明⑤化 学式前系数可为整数、分数，无量纲 Ps例题：①2H2o+02o=2H0a△rH0=-483.6KJ·moll ②He+1/202a=H0a△rH0=-241.8 KJ-mol-1 ③Ha+1/202a=H0o △rH0=485.8 KJ-mol-1 ④H0o=Hze+1/202e△rH0=-485.8KJ小mol 分析： 4.盖斯定律：无论化学过程是一步完成或分为数步完成，这个过程的热效应相同 例1(Pg9):△rH9e=△rH91+△rH02+△rH93=-285.8 KJ-mo1图3-3 例2(P0)::△rH03=△rH91+△rH9∴.△rH1=△rH0-△rH2=-393.5-(-283F -110.5KJmo) 例3(P0):③式=①式+②式.△rH=△rH1+ArH2=-982.9KJmo) 5.几种热化学数据 (1)标准摩尔生成热：再标准压强和指定温度(298.15K)下，由最稳定单质生成 一摩尔某物质时的等压热效应。符号△HP91表31 如：hw+1/20zm=l0m△H9H2oLF-285.8 KJ-moF 最稳定单质的△HOm=0C(石婴的△Hm=0 C(金w的△HOm=1.9KJ小'mo 3
3 化为另一种形式，从一个物体传给另一个物体，但转化和传递过程中能量的总量 不变。（学生答） 2.内能 (U)：热力学体系中能量的总和；广度性质，状态函数； 3.热量 (Q)：由于温度不同，体系与环境之间传递的能量。非状态函数；环境传 给体系 Q>0 4.功 (W)：除热之外，其他被传递的能量。非状态函数；环传体 W>0 5.热力学第一定律数学表达式 ΔU = Q+W (3-1) 2-2 等容过程、等压过程和焓 1.等容过程：ΔU = QV (3-2) 2.等压过程： W= -P(V2 – V1) ΔU =U2-U1=Qp-P(V2-V1) ∴Qp=(U2+P2V2)-(U1+P1V1) 则 QP=H2-H1=ΔH 令：（定义）：H=U+PV 称焓 ∴ΔH=Qp (3-3) 2-3 热化学 1.热化学：讨论和计算化学反应热的学科。 2.反应热等温等压（等容）不做其它功，一个化学反应按化学计量方程式反应一 摩尔时的热效应叫等压（等容）反应热。 3.热化学方程式的写法： ⑴反应热效应：ΔrHØ ① r：反应 Ø：标准态 105 Pa(1atm) ② 298K 不 注明 ③ 特殊压力、温度要注明 ④物质状态 s、l、g 和晶型也要注明 ⑤化 学式前系数可为整数、分数，无量纲 P88 例题：①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔrHØ= -483.6 KJ•mol-1 ②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔrHØ= -241.8 KJ•mol -1 ③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔrHØ= -485.8 KJ•mol-1 ④H2O(l)= H2(g)+1/2O2(g) ΔrHØ= -485.8 KJ•mol-1 分析： 4.盖斯定律:无论化学过程是一步完成或分为数步完成,这个过程的热效应相同. 例 1（P89）: ΔrHØ 总=ΔrHØ1+ΔrHØ2+ΔrHØ3= -285.8 KJ•mol-1 图 3-3 例 2（P90）: ∵ΔrHØ3=ΔrHØ1+ΔrHØ2 ∴ΔrHØ1=ΔrHØ3-ΔrHØ2= -393.5 – (-283)= -110.5(KJ•mol-1 ) 例 3（P90）: ∵③式=①式+②式 ∴ΔrHØ3=ΔrHØ1+ΔrHØ2= -982.9(KJ•mol-1 ) 5.几种热化学数据 (1)标准摩尔生成热：再标准压强和指定温度（298.15K）下，由最稳定单质生成 一摩尔某物质时的等压热效应。符号 ΔfHØ P91 表 3-1 如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔfHØ(H2O.L)= -285.8 KJ•mol-1 最稳定单质的 ΔfHØm=0 C(石墨)的 ΔfHØm=0 C(金刚石)的 ΔfHØm=1.9 KJ•mol-1
计算化学反应的焓变△rHo例：aA+bB=dD+eE 通式：△rHO=2wB△HOB△rHO=d△HOD+e△HE-a△HOA-b△HB 例4：求CO2g+H2eCOg+H2Og的△rHo t解：△rH0=△Hcag+△H9Hoe-AH9cog-AHH2g110.5H(-241.8)(-39.5) 0=41.2KJ小mo) 练习Pg2例5作业：2、3、4题 (2)溶解热：将定量溶质溶于定量溶剂时的热效应。298.15K、10Pa无限稀的溶 液。 (3)离子生成热：由标准态的稳定单质生成1mol溶于足量水中的离子所产生的热 效应。规定：△H9Hg=0见Pg3表3-2 例：1 mol HC1(g)在298K时溶于大量水中，形成H-a和C-a,放出热量74.7 KJ-mol1,求：△Hmai己知：△HOH=-92.5 KJ-mol-1 解：HClg=Htaq+Ca △rHo=AH9H'+△Hear)-△HOHCK) .ArHcry=ArH0+ArH0mcM(-AHH-=-74.7+(-92.5)-0=-167.2KJ-mol S1-3化学反应的方向 31反应的自发性 自发过程：不需要外力作用，就能自动进行的过程。可做有用功： 非自发过程：只有在外力作用下，才能进行的过程。外力对体系做功 应注意的问题： 1.自发过程对外做有用功：向下流水可推动机器：内燃机中CH4燃烧：Zn与CuSO: 溶液设计为原电池等。 2非自发过程不含一定不能发生之意，若对体系做功也可发生，如：水泵抽水， 电解水为H2和O2等。 3.自发性只表示趋势，不代表速度，如：2和O2室温下可以自发反应生成H0, 但长期无明显反应，投入铂片或点燃，则剧烈进行。 3-2痛： 体系混合度的量度。符号S状态函数，广度性质，单位JK-1.mol-I 0K时，完 美晶体的熵S-0,称热力学第三定律。 1.标准熵：S:标准压力下，1mol纯物质（包括单质）的熵值叫标准熵。（查表） 2.反应的嬸变：aA+bB=dD+eE Ar So=d So (D)+e S(E)-a S(A)-b S (B)=EyB SO (B)(3-6) P95例6：2HClg=Hg+Cbg求：△rSO(查表) △rS0-=Sm+S0cmr2s0a=130+223-2×186.6=-20.20K-1·mor) 3.决定熵变、熵的因素：
4 计算化学反应的焓变 ΔrHØ 例：aA+bB=dD+eE 通式：ΔrHØ=ΣγBΔfHØ(B) ΔrHØ=dΔfHØ(D)+e ΔfHØ(E) -aΔfHØ(A) -bΔfHØ(B) 例 4：求 CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)的 ΔrHØ 解：ΔrHØ=ΔfHØ[CO(g)]+ ΔfHØ[H2O(g)] -ΔfHØ[CO2(g)] -ΔfHØ[H2(g)]=(-110.5)+(-241.8)-(-39.5) –0=41.2(KJ•mol-1 ) 练习 P92 例 5 作业：2、3、4 题 (2)溶解热：将定量溶质溶于定量溶剂时的热效应。298.15K、105Pa 无限稀的溶 液。 (3)离子生成热：由标准态的稳定单质生成 1mol 溶于足量水中的离子所产生的热 效应。规定：ΔfHØ(H + aq)=0 见 P93 表 3-2 例：1mol HCl(g)在 298K 时溶于大量水中，形成 H+ (∞aq)和 Cl- (∞aq)，放出热量 74.7 KJ•mol-1，求：ΔfHØm(Cl- ) 已知：ΔfHØm[HCl(g)]= -92.5 KJ•mol-1 解：HCl(g)=H+ (aq)+Cl- (aq) ΔrHØ=ΔfHØ(H+ )+ΔfHØ(Cl- ) -ΔfHØ[HCl(g)] ∴ΔfHØ(Cl- )=ΔrHØ+ΔfHØ[HCl(g)] -ΔfHØ(H+ )= -74.7+(-92.5)-0=-167.2 KJ•mol-1 §1-3 化学反应的方向 3-1 反应的自发性 自发过程：不需要外力作用，就能自动进行的过程。可做有用功； 非自发过程：只有在外力作用下，才能进行的过程。外力对体系做功。 应注意的问题： 1.自发过程对外做有用功：向下流水可推动机器；内燃机中 CH4 燃烧；Zn 与 CuSO4 溶液设计为原电池等。 2.非自发过程不含一定不能发生之意，若对体系做功也可发生，如：水泵抽水， 电解水为 H2 和 O2 等。 3.自发性只表示趋势，不代表速度，如：H2 和 O2 室温下可以自发反应生成 H2O， 但长期无明显反应，投入铂片或点燃，则剧烈进行。 3-2 熵： 体系混合度的量度。符号 S 状态函数，广度性质，单位 J•K -1•mol-1 0K 时，完 美晶体的熵 S=0，称热力学第三定律。 1.标准熵：S Ø: 标准压力下，1mol 纯物质（包括单质）的熵值叫标准熵。（查表） 2.反应的熵变：aA+bB=dD+eE Δr SØ =d SØ (D)+e SØ(E) -a SØ(A) -b SØ(B) =ΣγB S Ø (B) (3-6) P 95 例 6：2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g) 求：Δr SØ (查表) Δr SØ= S Ø(H2)+ S Ø(Cl2)-2 S Ø(HCl)=130+223-2×186.6= -20.2(J•K -1•mol-1 ) 3.决定熵变、熵的因素：
()同一物质，按s、1、g态顺序SO增大： (2)温度升高so增大： (3)压力增大，S减小： (4)反应气体物质的量增加（△ng>0)△rSo>0反之△rso0）△rS0>0反之△rS00过程或反应非自发 △G=0过程或反应平衡态 3.标准摩尔生成自由能△G:标准压力下，由最稳定单质生成一摩尔该物质时， 反应的自由能变化。单位：KJ·mo1见Pg7表3-5和附录二规定：最稳定单质 4G0=0 4.化学反应的自由能变：△rG9=TBArGom( P98例7：4NHg+502g=4NOg+6H00求：△rG0,反应向哪一方向进行？ 解：△rG0-4△G9NOg+6△G9ue00W-5△G91o-4△G01NHg 4×86.6+6×(-237.20-4×(-16.5=-1010.8KJmo) 反应正向进行。 §1-4吉布斯-亥姆霍兹公式 吉布斯-亥姆霍兹公式一般式：AGr=△H-TAS 吉布斯-亥姆霍兹公式标准式：△rGO1=△rHO(29sKrT△rSO29K) 讨论：焓变、嫡变对一个化学反应自发性的影响： 类型△rH△rS△rG 反应的自发性 例 永 任何温度都自发 H2g+F2(g-HF@ 2 永+ 任何温度都非自发 C0g=Cs+1/202g 3 低温 自发 HCkg)+NH3(g=NH4Cl(g) 高温 非自发 4 低温 非自发 CaCO3(s)=CaO(s+CO2g 高温 自发 5
5 (1)同一物质，按 s、l、g 态顺序 S Ø增大； (2)温度升高 S Ø增大； (3)压力增大，S 减小； (4)反应气体物质的量增加(Δn(g)>0) Δr SØ >0 反之 Δr SØ0) Δr SØ >0 反之 Δr SØ0 过程或反应非自发 ΔG=0 过程或反应平衡态 3.标准摩尔生成自由能 ΔfGØ：标准压力下，由最稳定单质生成一摩尔该物质时， 反应的自由能变化。单位：KJ•mol-1 见 P97 表 3-5 和附录二规定：最稳定单质 ΔfGØ=0 4.化学反应的自由能变：ΔrGØ=ΣγBΔfGØm(B) P98 例 7：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l) 求：ΔrGØ，反应向哪一方向进行？ 解：ΔrGØ=4ΔfGØ[NO(g)]+ 6ΔfGØ[H2O(l)] -5ΔfGØ[O2(g)] -4ΔfGØ[NH3(g)] 4×86.6+6×(-237.2)-0-4×(-16.5)=-1010.8(KJ•mol-1 ) 反应正向进行。 §1-4 吉布斯-亥姆霍兹公式 吉布斯-亥姆霍兹公式一般式：ΔGT=ΔH-TΔS 吉布斯-亥姆霍兹公式标准式：ΔrGØT=ΔrHØ(298K)-TΔrSØ(298K) 讨论：焓变、熵变对一个化学反应自发性的影响： 类型 ΔrH ΔrS ΔrG 反应的自发性 例 1 - + 永 - 任 何 温 度 都 自 发 H2(g)+F2(g)=HF(g) 2 + - 永 + 任 何 温 度 都 非 自 发 CO(g)=C(s)+1/2O2(g) 3 - - 低 温 自 发 HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(g) 高温 非自发 4 + + 低 温 非 自 发 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 高温 自发
第二章化学反应速度和化学平衡 教学目标： 1理解化学反应速度，基元反应，反应基数等概念： 2.掌握浓度和温度对化学反应速度的影响： 3.了解质量作用定律，活化能，活化配合物，催化剂等概念。 重点：1.反应速度表示法2.反应基数及确定方法3.阿累尼乌斯公式4.活化能 难点：1确定反应基数的方法2.阿累尼乌斯公式及其应用 教学方法：讲授为主，辐以讨论及习题课。 教学内容： S2-1化学反应速度 1-1化学反应速度： 单位时间内反应物浓度的减少和生成物浓度的增加。 单位：mol-L.S (时间也可min,h) 例：2N,0s.)一4N02a+02 roo=-dcox)/dt romm=dcom/dt roo=dco/dt 推广到一般式： aA+bB=eE+fF -dcw/a'dt=-dcm/bdt=dc/e.dt=dcm/f.dt 12化学反应速度实验测定： N205分解(340K),测定数据见P11表4-1 以N2O5浓度为纵坐标，时间为横坐标，可得ct曲线图4-1在曲线上任一点做 切线，斜率=-dces/dt就是反应速度。 §2-2浓度对反应速度的影响 P12图42为反应速度与N2O5浓度的关系图 可见：N2O5分解速度和N2O5浓度成正比：v=K·ceK为速度常数，是 cg=1molL时K=v,即：单位浓度时的反应速度。 例1：340K温度下，cg=0.16moL时，分解速度v0.056molL·minl求： 速度常数及cans=0.1时的反应速度。 解：(1)v=K·c∴.K=v/ces=0.056/0.16=0.35miml (2v=Kc6ams=0.35×0.1=0.035molL·mim 对于2N20=4NO2+O2反应，速度表达式可为： V(N205)=-dco/dt=KCe) V(NO2)=dco/dt=KCo V(02)- dca/dt=Kg·Cs 可见：12K1=14K2=K3
6 第二章 化学反应速度和化学平衡 教学目标： 1.理解化学反应速度，基元反应，反应基数等概念； 2.掌握浓度和温度对化学反应速度的影响； 3.了解质量作用定律，活化能，活化配合物，催化剂等概念。 重点：1.反应速度表示法 2.反应基数及确定方法 3.阿累尼乌斯公式 4.活化能 难点：1.确定反应基数的方法 2.阿累尼乌斯公式及其应用 教学方法：讲授为主，辐以讨论及习题课。 教学内容： §2-1 化学反应速度 1-1 化学反应速度： 单位时间内反应物浓度的减少和生成物浓度的增加。 单位：mol•L -1 •S -1 （时间也可 min-1 ,h-1） 例：2N2O5(g)═4NO2(g)+O2(g) r(N2O5)= -dc(N2O5)/dt r(NO2)= dc(NO2)/dt r(O2)= dc(O2)/dt 推广到一般式： aA+bB=eE+fF -dc(A)/a•dt=-dc(B)/b•dt=dc(E)/e•dt=dc(F)/f•dt 1-2 化学反应速度实验测定： N2O5 分解（340K），测定数据见 P111表 4-1 以 N2O5 浓度为纵坐标，时间为横坐标，可得 c-t 曲线 图 4-1 在曲线上任一点做 切线，斜率= -dc(N2O5)/dt 就是反应速度。 §2-2 浓度对反应速度的影响 P112 图 4-2 为反应速度与 N2O5 浓度的关系图 可见：N2O5 分解速度和 N2O5 浓度成正比：v=K•c(N2O5) K 为速度常数，是 c(N2O5)=1mol•L -1时 K=v,即：单位浓度时的反应速度。 例 1：340K 温度下，c(N2O5)=0.16 mol•L -1时，分解速度 v=0.056 mol•L -1 •min-1 , 求： 速度常数及 c(N2O5)=0.1 时的反应速度。 解：(1)∵ v=K•c(N2O5) ∴K=v/ c(N2O5)=0.056/0.16=0.35 min-1 (2)v= K•c(N2O5)=0.35×0.1=0.035 mol•L -1 •min-1 对于 2 N2O5═4NO2+O2反应,速度表达式可为: v(N2O5)= -dc(N2O5)/dt=K1·c(N2O5) v(NO2)= dc(NO2)/dt=K1·c(N2O5) v(O2)= dc(O2)/dt=K3·c(N2O5) 可见: 1/2K1=1/4K2=K3
推广为一般式：aA+bB=eE+fF其Vv=kc(Ac(B) 每一个化学反应，其速度方程以实验测定为准，如： 2H202=2H20+02 v=k-C(H202) S20g2+2=2S02+h v=c(S20s2)c)等，由实验确定。 P114例2，由实验数据确定反应的速度方程： 设：V=k-c(A)c"(B 代入第一组数据 V1=k-c(A)C"(B)-一(I) 代入第二组数据 V2=kc2mAcB-—(2) (1)/(2)得：V12=cmWc2m 两边取对数m=lg(v1W2)Mg(c1ma/c2mAy=1 同样，用(1)、(4)组数据n=2,速度方程为：v=kcAc2B k的量纲取决于反应级数，P115表。n级反应k单位为：(molL),S或(mo L)"-S 2-3反应机理：化学反应经历的途径，也叫反应历程。 1反应类型： ()基元反应：经一次碰撞即完成的反应： (2)简单反应：由一个基元反应构成的化学反应： ()复杂反应：由两个以上的基元反应构成的化学反应。 例3P115~P16复杂反应速度决定于最慢的基元反应，称为决速步骤 2反应分子数：基元反应中反应物的质点数。 例：单分子反应：H02→H+H2022→2I 双分子反应：H+H202→H302 2I+I2 三分子反应：HOBr+H+Br一HO+BrH+2一→2H 3质量作用定律：基元反应的反应速度与各反应物浓度的系数次方的乘积成正 比。如：aA+bB→dD为基元反应，则v=k-c(A)c(B) 作业：1、2、3题。 §23温度对化学反应速度的影响 31阿累尼乌斯公式 K=Aexp(EaRT或K=AeEa为经验公式。 两边取对数：lnK-Ea/RT+lnA 或为：lgK=Ea2.3RT+lgA 若lgK对1T作图(P17图4-3)，得直线，其斜率为-Ea2.3R,截距gA,若己知 对应的K1.T和K2T2,则有： InK1=-Ea/RT+InA-(1) lnK2=-Ea/RT+lnA一一(2)
7 推广为一般式：aA+bB=eE+fF 其 v=k·cm(A)c n (B) 每一个化学反应，其速度方程以实验测定为准，如： 2H2O2=2H2O+O2 v=k·c(H2O2) S2O8 2-+2I-=2SO4 2-+I2 v=c(S2O8 2- )·c(I- )等，由实验确定。 P114 例 2，由实验数据确定反应的速度方程： 设：v=k·cm(A)c n (B) 代入第一组数据 v1=k·c1 m(A)c n (B)——(1) 代入第二组数据 v2=k·c2 m(A)c n (B)——(2) （1）/（2）得：v1/v2=c1 m(A)/ c2 m(A) 两边取对数 m=lg(v1/v2)/lg(c1 m(A)/ c2 m(A))=1 同样，用（1）、（4）组数据 n=2 ∴速度方程为：v=k·c(A)c 2 (B) k 的量纲取决于反应级数，P115 表。n 级反应 k 单位为：(mol•L -1 ) 1-n •S -1或(mol-1 •L)n-1 •S -1 2-3 反应机理:化学反应经历的途径，也叫反应历程。 1 反应类型： (1)基元反应：经一次碰撞即完成的反应； (2)简单反应：由一个基元反应构成的化学反应； (3)复杂反应：由两个以上的基元反应构成的化学反应。 例 3 P115~P116 复杂反应速度决定于最慢的基元反应，称为决速步骤。 2 反应分子数：基元反应中反应物的质点数。 例：单分子反应：H3O2 +→H++H2O2 I2→2I 双分子反应：H++H2O2→H3O2 + 2I→I2 三分子反应：HOBr+H++Br-→H2O+Br H2+2I→2HI 3 质量作用定律：基元反应的反应速度与各反应物浓度的系数次方的乘积成正 比。如: aA+bB→dD 为基元反应，则 v=k·ca (A)c b (B) 作业：1、2、3 题。 §2-3 温度对化学反应速度的影响 3-1 阿累尼乌斯公式 K=Aexp(-Ea/RT)或 K=A·e-Ea/RT 为经验公式。 两边取对数：lnK=-Ea/RT+lnA 或为: lgK=-Ea/2.3RT+lgA 若 lgK 对 1/T 作图（P117 图 4-3）,得直线，其斜率为-Ea/2.3R，截距 lgA，若已知 对应的 K1.T1 和 K2.T2，则有： lnK1=-Ea/RT1+lnA——（1） lnK2=-Ea/RT2+lnA——（2）
(2)-(1)InK2-InK1=Ea/R(1/T1-1/T2)InK2/K=Ea/R[(T2-Ti)T2Ti] 此为速度常数与温度关系的重要公式，应用如下： 例5：2NOCg=2NOg+C2g实验测得：300K时K=2.8×105Lmo1sl 400K时K=7.0x10Lmo1s求反应的活化能。 解：：lnK2K1=EaRT2-T)TT .Ea=RI(T-TIVTTI-InK/KI =8.314×400×300/(400-300)×ln(7.0×10-/2.8×10-5F1.01×100mo=101 KJ-mol-1 答：该反应活化能为101KJmo 作业：4、5题 P118例6：某反应Ea=1.14×105Jmo1在600K温度下，K1=0.75Jmo1.s 求：700K温度下的速度常数为多少？（找一学生板书，其余人练习） 解：'lnK2K1=EaR[T-T)/TT] ∴.lnk2/0.75=1.14×105(700-600)/8.314×700×600k2=20 J-mol-1.s1) 答：700K时反应速度常数为20mo1s 3-2活化能 阿累尼乌斯定义：由普通分子变成活化能分子至少需要吸收的能量。 塔尔曼定义：活化能E是活化分子的平均能量(E)与反应物分子平均能量(E) 之差。即：Ea=EE 塔尔曼活化能可定量，应用较广。解释P119图4-4，图4-5由正、逆反应活化 能不同，可推求正、逆反应热效应△H。 注意事项：1图4-5仅用于基元反应： 2阿累尼乌斯公式即适用于基元反应，也适应大多数非基元反应： 3一般反应活化能在60-250KJmo1之间。 作业：6、7题。 §2-4催化剂对化学反应速度的影响 催化剂：凡能改变化学反应速度，而其本身的组成，化学性质和质量在反应前 后保持不变的物质。 催化机理：P120图4-6 结论是：1催化剂对反应的影响是通过改变反应机理实现的： 2催化剂不改变反应的始、终态，△G与催化剂存在与否无关，催化剂 不能改变反应方向，也不能改变平衡状态，只能改变到达到平衡的时间： 3催化剂同等程度改变正、逆反应速度。 作业：8题。 8
8 (2)-(1) lnK2- lnK1=Ea/R(1/T1-1/T2)即 lnK2/K1=Ea/R[(T2-T1)/T2T1] 此为速度常数与温度关系的重要公式，应用如下： 例 5：2NOCl(g)=2NO(g)+Cl2(g) 实验测得：300K 时 K=2.8×10-5L·mol-1·s-1 400K 时 K=7.0×10-1L·mol-1·s-1 求反应的活化能。 解：∵ lnK2/K1=Ea/R[(T2-T1)/T2T1] ∴Ea=R[(T2-T1)/T2T1]·lnK2/K1 =8.314×400×300/(400-300)×ln(7.0×10-1 /2.8×10-5 )=1.01×105 (J·mol-1 )=101 KJ·mol-1 答：该反应活化能为 101 KJ·mol-1 作业：4、5 题 P118 例 6：某反应 Ea=1.14×105 J·mol-1 在 600K 温度下，K1=0.75 J·mol-1·s-1 求：700K 温度下的速度常数为多少？ （找一学生板书，其余人练习） 解：∵ lnK2/K1=Ea/R[(T2-T1)/T2T1] ∴lnk2/0.75=1.14×105 (700-600)/8.314×700×600 k2=20(J·mol-1·s-1 ) 答：700K 时反应速度常数为 20J·mol-1·s-1 3-2 活化能 阿累尼乌斯定义：由普通分子变成活化能分子至少需要吸收的能量。 塔尔曼定义：活化能 Ea 是活化分子的平均能量(E※ )与反应物分子平均能量(E) 之差。即：Ea=E※ -E 塔尔曼活化能可定量，应用较广。解释 P119 图 4-4，图 4-5 由正、逆反应活化 能不同，可推求正、逆反应热效应 ΔrH。 注意事项：1 图 4-5 仅用于基元反应； 2 阿累尼乌斯公式即适用于基元反应，也适应大多数非基元反应； 3 一般反应活化能在 60-250 KJ·mol-1 之间。 作业：6、7 题。 §2-4 催化剂对化学反应速度的影响 催化剂：凡能改变化学反应速度，而其本身的组成，化学性质和质量在反应前 后保持不变的物质。 催化机理：P120 图 4-6 结论是：1 催化剂对反应的影响是通过改变反应机理实现的； 2 催化剂不改变反应的始、终态，ΔrG 与催化剂存在与否无关，催化剂 不能改变反应方向，也不能改变平衡状态，只能改变到达到平衡的时间； 3 催化剂同等程度改变正、逆反应速度。 作业：8 题
§2-5化学平衡 5-1化学平衡 1化学平衡：正逆反应速度相等时，体系处于的动态平衡。 2.化学反应活度商：bB(aB+dDaD一gGaG+hHa 活度a=P,p0溶液中a=C/C0p0-101325PaC0-1molL 上式活度商Qa=a·a/a·a 3.化学反应平衡常数：K=aai/anaK。=CGC/CC Kp=/P"a" 'PV=nRT P=cRT Kp=Kc(RT)AY △y=g+h-b-d 4.反应平衡常数的计算：见3；另外：△rGPm=RTlnKa 5-2化学平衡的移动 1.化学平衡移动的方向：Q(活度商Ka平衡左移。 P1o3例8：(1)△rG0=2yB△G9m=28.6 KJ*moI1 :△rG9m=-RtlnKa Ka-=9.75×10-6标准态时Q.=l>Ka反应逆向进行 （2）Qa-ae0·aom/ae·aa=PD0·Pa(o)/Pe· Pm=2×102×5×1024×105x5×104=5×10-640KJmo1,Ka达10-7数量级，反应几乎不能进行。 例9：HF溶于水形成1 mol-LHF水溶液，能否发生HF的电离？何时达平衡？ 解：HF(a9=Ha9+Fao △rG0=△GF+△G-△G0(H)=-278.8+0-(-296.9F18.1(KJmo) :△rG0=-RTnK电wlnK电*=-18.1×103/8.314×298 K电*=6.7×104 设：平衡时H=[F-]=x mol-L HF一f+F 1-x xx x21-x=6.7×10-4 .xX=0.026molL 答：1 mol+LHF水溶液，HF可发生电离，F]为0.026molL时，达到电离平衡。 2影响化学平衡移动的因素 (I)浓度：bB+dD一gG+hH平衡时：Ke=GE[H/[B]·[D] 若增大反应物浓度B浓度为原来二倍，则Q=G[H/[2B]·[D]K 反应 正向进行 同理，增大产物Z或H浓度Q>K,反应会逆向进行，直到建立新平衡 9
9 §2-5 化学平衡 5-1 化学平衡 1.化学平衡：正逆反应速度相等时，体系处于的动态平衡。 2.化学反应活度商： bB(aB)+dD(aD)═gG(aG)+hH(aH) 活度 ai=Pi/PØ 溶液中 ai=Ci/CØ P Ø=101325Pa CØ=1mol•L -1 上式活度商 Qa=ag G•a h H/ab B•a d D 3.化学反应平衡常数：Ka=ag G•a h H/ab B•a d D Kc=Cg G•C h H/Cb B•C d D Kp=P g G•P h H/Pb B• P d D ∵PV=nRT P=cRT KP=Kc(RT) Δγ Δγ=g+h-b-d 4.反应平衡常数的计算：见 3；另外：ΔrGØm=-RTlnKa 5-2 化学平衡的移动 1. 化学平衡移动的方向：Qa(活度商)Ka 平衡左移。 P103 例 8：（1）ΔrGØ=ΣγBΔfGØm=28.6 KJ•mol-1 ∵ΔrGØm=-RtlnKa Ka=9.75×10-6 标准态时 Qa=1> Ka 反应逆向进行 （ 2 ） Qa=aH2O • aCO/aH2 • aCO2= PH2O • PCO(PØ) - Δγ/PH2 • PCO2=2×102×5×102 /4×105×5×104=5×10-640 KJ•mol-1，Ka 达 10-7 数量级，反应几乎不能进行。 例 9：HF 溶于水形成 1 mol•L -1 HF 水溶液，能否发生 HF 的电离？何时达平衡？ 解： HF(aq)═H+ (aq)+F- (aq) ΔrGØ=ΔfGØ(F- )+ΔfGØ(H+ ) -ΔfGØ(HF) =-278.8+0-(-296.9)=18.1(KJ•mol-1 ) ∵ΔrGØ= -RTlnK 电离 ∴lnK 电离= -18.1×103 /8.314×298 K 电离=6.7×10-4 设：平衡时[H+ ]=[F- ]=x mol•L -1 HF═ H+ + F- 1-x x x x 2 /1-x=6.7×10 -4 ∴x=0.026 mol•L -1 答：1 mol•L -1 HF 水溶液，HF 可发生电离，[F- ]为 0.026 mol•L -1时，达到电离平衡。 2.影响化学平衡移动的因素 (1)浓度: bB+dD═gG+hH 平衡时：Kc=[G]g•[H]h /[B]b •[D]d 若增大反应物浓度:B 浓度为原来二倍,则 Qc=[G]g•[H]h /[2B]b •[D]d Kc，反应会逆向进行,直到建立新平衡
结论是：恒温下增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动：减小 反应物浓度或增大生成物浓度平衡向逆反应方向移动。 例10：COg+H2Og一CO2g+H2g K=9 (1)[CO]=0.02 mol-L HO0.02 mol-L C0转化率是多少？ (2)[C0=0.02 molL [H2OF1 mol-L C0转化率是多少？ 解：(1)C0g+HOg一C02g+H8 始：0.020.02 0 0 衡：0.02-x0.02-x X Kc-x20.02-x2=9 x=0.015(molL) C0转化率=0.0150.02×100%=75% (2)始：0.02 1.0 0 0 衡：0.02-x 1.0-x x x Ke=-(x'P0.02-x'1.0-x'=9 ∴.x'-0.01995(molL) C0转化率=0.01995/0.02×100%-99.8% (2)压力对平衡移动的影响（压力只对反应前后气体分子数变化的有影响）》 例：N2e+3Hg=2NHg Kp=PNH32/PN2P 总压增至2倍：Qp-(2 PNH3)2PN2·(2P®)=Kp/4Kp,反应向左进行。 结论：恒温下，增大压力，平衡向气体分子数目减少的方向移动：诚小压力，平 衡向气体分子数目增加的方向移动，压力对反应前后气体分子数不变的反应无影 响。 (3)温度对化学平衡的影响： ,△rG0=-RtlnKa△rGo=△rHO.T△rSo∴.lnKa=-△rH/RT+△rSo/R 可见：△rHO<0(放热效应)T升高Ka减小T降低Ka增大 △rH0(吸热效应)T升高Ka增大T降低 Ka减小 若：T时为Kar T2时为Ka 则有：lnKa1=-△rHRT+△rsOR -① lnKa=-△rH/RT2+△rSO/R-② ②-①：lnKa2-lnKa1=△rH9/RTi-A△rH9RT2 即lnKa/Ka1=△rH/R·(T-T,/TT) 结论：温度升高时平衡向吸热反应方向移动：温度降低时平衡向放热反应方向移 动。 (4)勒夏特里原理：改变平衡体系的条件之一（温度、压力、浓度），平衡就向减 弱这个改变的方向移动。（学生自己解释） 0
10 结论是:恒温下增大反应物浓度或减少生成物浓度,平衡向正反应方向移动;减小 反应物浓度或增大生成物浓度,平衡向逆反应方向移动。 例 10：CO(g)+H2O(g)═CO2(g)+H2(g) Kc=9 （1）[CO]=0.02 mol•L -1 [H2O]=0.02 mol•L -1 CO 转化率是多少？ (2) [CO]=0.02 mol•L -1 [H2O]=1 mol•L -1 CO 转化率是多少？ 解：（1）CO(g) + H2O(g) ═ CO2(g) + H2(g) 始：0.02 0.02 0 0 衡：0.02-x 0.02-x x x Kc=x2 /(0.02-x)2=9 x=0.015(mol•L -1 ) CO 转化率=0.015/0.02×100%=75% （2）始：0.02 1.0 0 0 衡：0.02-x’ 1.0-x’ x’ x’ Kc=(x’)2 /(0.02-x’)(1.0-x’)=9 ∴x’=0.01995(mol•L -1 ) CO 转化率=0.01995/0.02×100%=99.8% (2)压力对平衡移动的影响（压力只对反应前后气体分子数变化的有影响） 例：N2(g)+3H2(g)═2NH3(g) Kp=PNH32 /PN2•PH2 3 总压增至 2 倍： Qp=(2 PNH3) 2 /2PN2•(2PH2) 3 =Kp/4Kp，反应向左进行。 结论：恒温下，增大压力，平衡向气体分子数目减少的方向移动；减小压力，平 衡向气体分子数目增加的方向移动，压力对反应前后气体分子数不变的反应无影 响。 (3)温度对化学平衡的影响： ∵ΔrGØ= -RtlnKa ΔrGØ=ΔrHØ-TΔrSØ ∴lnKa= -ΔrHØ/RT+ΔrSØ/R 可见：ΔrHØ0(吸热效应) T 升高 Ka 增大 T 降低 Ka 减小 若：T1 时为 Ka1 T2 时为 Ka2 则有：lnKa1= -ΔrHØ/RT1+ΔrSØ/R ——① lnKa2= -ΔrHØ/RT2+ΔrSØ/R ——② ②-①: lnKa2- lnKa1=ΔrHØ/RT1-ΔrHØ/RT2 即 lnKa2/ Ka1=ΔrHØ/R • (T2-T1/T1•T2) 结论：温度升高时平衡向吸热反应方向移动；温度降低时平衡向放热反应方向移 动。 (4)勒夏特里原理：改变平衡体系的条件之一（温度、压力、浓度），平衡就向减 弱这个改变的方向移动。（学生自己解释）