第一篇

能源篇上海交通大學化學化工學院大學化學教研室知識點導讀-1基本概念：功、熱、能量（動能、勢能、熱功交換當量）體系、環境、狀態函數以及性質（蓋斯定律）；熱力學能U，熱力學第一定律，等容反應熱；化學反應熱（焓變），熱力學函數H，等壓反應熱，化學反應熱的計算（幾種方法）；化學反應熱的幾種計算方法（蓋斯定律和標準摩爾生成熱法）；S的引入，熱力學第二、第三定律化學反應自發進行的判別：G的引入，吉布斯自由能變的計算方法，反應方向的判定；標準和非標準狀態吉布斯自由能變的關系，濃度商（壓力商）以及平衡常數知識點導讀-2平衡以及平衡的移動化學反應速率（活化能）；影響反應速率的因素；催化原理及于簡單反應機理的關系（第四篇第十一章）氧化還原反應與原電池；標準電極電勢；非標準狀態下的電極電勢的計算——能斯特方程；電解、電鍍及防腐熱力學:

研究熱和其他形式能量間的轉換規律的科學，它研究某個體系發生變化時，引起體系的物理量發生的變化。化學熱力學:

-研究化學反應過程中能量轉換與傳遞的科學。1.1

化學熱力學知識點1.1.1基本概念（1）體系和環境（systemandsurroundings）

被研究的物質體系（對象）稱體系（系統）；體系以外，與體系相聯系的部分稱環境。體系的分類：敞開體系(opensystem)封閉體系(closedsystem)孤立體系(isolatedsystem)物質交換有無無能量交換有有無我們的研究對象（2）狀態和狀態函數

（stateandstatefunction）狀態函數：決定體系熱力學狀態的物理量稱為狀態函數，如溫度、壓力、體積、密度等。狀態：熱力學平衡狀態，熱平衡、力學平衡、相平衡、化學平衡。狀態函數的特征狀態一定值一定；殊途同歸變化等；周而復始變為零。（3）過程和途徑（processandpath）p2=200kPaV2=1m3p1=100kPaV1=2m3p4=400kPaV4=0.5m3B途徑p3=50kPaV3=4m3A途徑始態終態熱力學中常見的過程：等溫過程：體系的始態溫度與終態溫度相同，并等于環境的溫度；（T1＝T2＝T環）等壓過程：始態、終態的壓力與環境相同（p1＝p2＝p環）等容過程：體系的體積不發生變化（V1＝V2）絕熱過程：體系與環境之間無熱量交換（Q＝0）循環過程：過程進行后，體系重新回到初始狀態（各種狀態函數的增量為零）。自發過程：一定條件下，不需要外加能量就能夠自動進行的過程。

（4）功和熱

（workandheat)熱——熱力學中把體系與環境之間因溫差而變化的或傳遞的能量稱為熱，以Q表示體系吸熱：＋體系放熱：－SystemSurroundingsQ>0Q<0EndothermicExothermic功——體系與環境之間除熱以外，以其他形式交換的能量都稱為功，以W表示。膨脹功或體積功；非體積功,用W'表示膨脹功

功和熱均以體系為參照背景體系吸熱：＋體系放熱：－體系接受功：＋體系做出功：－功和熱都是在狀態變化過程中傳遞的能量，其數值與狀態變化的途徑有關，故熱、功不是狀態函數，又稱為過程函數。狀態函數與過程函數的關系之一狀態函數：狀態一定值一定，其變化只與體系變化過程的始態和終態有關，而與方式或途徑無關過程函數：必與發生變化的具體途徑有關，伴隨著途徑而定狀態函數過程函數（5）熱力學能U（內能）

[thermodynamicenergy(internalenergy)]體系內部一切能量的總和：a.分子或原子的位能、振動能、轉動能、平動能、電子的動能以及核能等。b.絕對值無法測量或計算,只能計算ΔU。c.U是體系的狀態函數。d.理想氣體的U只是溫度的函數，恒溫過程△U=0。e.具有加和性。1.1.2熱力學第一定律

數學表達式：ΔU=Q+W=Q+

pΔV+

W′研究內容：體系變化過程中熱力學能、功、熱的轉換方式。實質：能量守恒和轉化定律。

能量的總量是守恒的，不會憑空產生，也不會憑空消失，只可能從一種形式轉化為另一種形式。

在孤立體系中能量的總值恒定不變。1.1.3化學反應的熱效應1.化學反應熱（1）定義：當產物與反應物溫度相同且化學反應時只作膨脹功的條件下，化學反應過程中體系吸收或放出的熱量稱為反應熱。（2）化學反應熱的類型：ⅰ恒容反應熱：

ΔU＝Q+pΔV；因為ΔV＝0；所以ΔUV＝QVQV具有狀態函數的性質——恒容條件下的蓋斯定律。ⅱ恒壓反應熱：等壓條件下，pΔV=Δ(pV)ΔU=Q+pΔV=Q+Δ(pV)Q=ΔU-pΔV=ΔU-Δ(pV)

=（U2-U1）+（p2V2-p1V1）定義一個新的熱力學函數——焓H(enthalpy)

H=U+pVQp=H2-H1=Ｈp

Qp具有狀態函數的性質——恒壓條件下的蓋斯定律。

H

是狀態函數，稱為熱焓，簡稱焓。具有加和性質。*注意理想氣體的焓H只是溫度的函數，T=0則Ｈ=0。Ｈ的具體數值與化學反應方程式的具體表達形式有關，所以焓變要與具體的反應式同時出現。在書寫反應式時不僅要表達出各反應物的計量關系，還要表達出各個物質的物態，即氣、固、液態。2.焓

H=U＋pV4.化學反應熱的計算計算反應熱的幾種方法：蓋斯定律——利用狀態函數的性質；生成焓法——熱力學函數標準摩爾生成焓的導出（定義一個起點）；燃燒焓——常用于有機化學反應；通過鍵能計算

（1）蓋斯定律（Hess’Law）1840"theheatevolvedorabsorbedinachemicalprocessisthesamewhethertheprocesstakesplaceinoneorinseveralsteps”在等容或等壓、不做非體積功的條件下，化學反應的反應熱只取決于反應的始態和終態，與反應的具體途徑無關。GermainHenriHess(1802-1850)（1）蓋斯定律——應用一個化學反應若能分解為幾步來完成，總反應的焓變ΔrH等于各分步反應的焓變ΔrHi之和。蓋斯定律表達式：（在等壓或等容條件下）ΔrH=∑ΔrＨi討論適用于等容、等壓過程。H和U的絕對值無法測得，但ΔH=Qp，ΔU=QV，可通過實驗測得。Qp，QV

具有狀態函數的性質，只取決于體系的始態和終態，與途徑無關。

蓋斯定律應用舉例（2）生成焓法標準摩爾生成焓摩爾生成焓的定義：由指定單質生成1mol某化合物時反應的焓變，成為該化合物的摩爾生成焓。標準摩爾生成焓：在一定溫度和標準狀態下該化合物的生成焓稱為該物質在此條件下的標準摩爾生成焓。簡稱為標準摩爾生成焓。記作

ΔfHmθ，單位kJ·mol－1標準摩爾生成焓標準狀態

溶液中的物質A的濃度cA＝1mol?dm-3

氣相物質的分壓等于100kPa指定單質的標準摩爾生成焓為零。物質的標準生成焓是相對焓值。例在Pθ以及298.15K下，(1)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)(2)H2(g)+?O2(g)=H2O(l)標準摩爾生成焓在101.3kPa，25℃(298.15K)條件下：aA+bB=yY+zZ反應物生成物同樣數量和種類的穩定態各單質(始態)(終態)2(終態)1即對于任意化學反應的標準摩爾焓變的計算各種物質的聚集狀態。反應焓變的數值與化學反應方程式的計量有關。ΔH>0，吸熱反應；

ΔH<0，放熱反應。正負號不可忽略!!!在常溫常壓下一般將其視為常數。注意H放熱反應，ΔH<0熱熱H吸熱反應，ΔH>0標準摩爾燃燒焓：在標準壓力和溫度T/K下，1mol物質完全燃燒時所放出的熱量。（3）燃燒焓法

完全燃燒的含義：

CCO2(g)HH2O(l)S

SO2(g)定義完全燃燒的最終產物的標準燃燒焓為零。部分有機化合物標準摩爾燃燒焓CO,ΔcHmθ=-283.0

kJ·mol－1n-C6H14(l),ΔcHmθ=–4141.52

kJ·mol－1n-C8H18(l),ΔcHmθ=–5450.76

kJ·mol－14.通過鍵能計算斷開舊化學鍵（4個C-H鍵和2個O=O鍵）需能量：(+413kJ/mol)×4mol+(+495kJ/mol)×2mol=+2642kJ形成新化學鍵（2個C=O鍵和4個O-H）釋放能量:

(-799kJ/mol)×2mol+(-463kJ/mol)×4mol=-3450kJ總能量變化：+2642kJ+(-3450kJ)=-808kJ。1.1.4

化學反應進行的方向1.自發過程給定條件下，不需外加能量即能自動進行。限度——達到平衡狀態。逆過程——非自發過程——沒有外加能量的情況下不能自動進行。自發過程舉例—放熱放熱過程自發過程舉例—吸熱這些現象是吸熱過程，但也自發進行許多現象說明，放熱過程是常見的自發過程，但并不唯一。自發過程的共同特征只能單向自發進行而不可能自發逆向進行。要使其逆向進行，必須借助外力?？赡苡脕碜鞴ΑＳ幸欢ǖ倪M行限度?？赡嫱緩襟w系經歷一個過程從某一始態變到某一終態后，若能經另一過程使體系和環境都完全復原至始態，則原來的變化途徑稱為可逆途徑；否則，若用任何方法都不可能使體系和環境完全復原，則是不可逆途徑?？赡嫱緩?/p>

是一種理想方式，其中間步驟都是可以逆轉的在同樣的始終態之間可以有許多不同的途徑，則其中的可逆方式下體系所做的功為最大e.g.準靜態膨脹或壓縮過程；液體在其沸點時的蒸發，固體在其熔點時的熔化始態：1atm,10.0l終態：0.5atm,20.0l一步膨脹：二步膨脹：三步膨脹：無限多步膨脹：步驟數膨脹功(atm.l)壓縮功(atm.l)結論一步5.0010.00不可逆三步6.177.84無限多步6.936.93可逆膨脹功和壓縮功比較2.熱力學熵（S）及其物理意義(1)熵的微觀本質熵的概念：混亂度、微觀狀態數；熵的性質：具有加和性；聯系宏觀與微觀的熱力學函數：Boltzmann常數k=1.38×1023J?K-1熵增過程孤立體系總是從熱力學概率小的宏觀態（非平衡態）向熱力學概率大的宏觀態（平衡態）過渡。熵和分子的結構Sθ1.TemperatureChange: 273K 295K 298K Cu:S°,(J/mol?K) 31.0 32.9 33.12.PhaseChange: Solid Liquid Gas

Na:S°,(J/mol?K)

51.4 - 153.6 H2O:S°,(J/mol?K)

- 69.9 188.7熵大小的判斷同一種物質，S氣態？S液態？S固態；物質在同一聚集狀態：若T1>T2，

則S(T1)？S(T2)；不同種物質，分子越大越復雜，S越大；對于產物氣體分子數大于反應物的反應,通常ΔrS？02.熱力學熵（S）及其物理意義

S——狀態函數r:reversible,可逆途徑(2)

熵（entropy）Clausius根據可逆過程的熱溫商值決定于始終態而與可逆過程無關這一事實定義了“熵”（entropy）這個函數，用符號“S”表示，單位為：不可逆途徑中：ir:irreversible因此熱力學第二定律表示式(Clausius不等式)：對任意過程(3)熵增原理

在孤立體系的條件下，自發過程的方向是使熵值增大（ΔS>0）的方向，過程在進行到熵值不再改變（ΔS＝0）時達到了限度（平衡）。——化學反應的自發趨勢過程函數與狀態函數的關系之三其中Qr為恒溫可逆過程所吸收的熱量，理論證明它是所有過程所吸收熱量的最大值，稱為熱溫商。(4)熱力學第三定律

在0K時完美晶體的熵值等于零。由得出純物質的完整晶體,晶體內部微觀粒子排列整齊k=R/NA化學反應熵變的求得

標準熵（絕對熵）；標準狀態下1mol純物質的熵值稱為標準摩爾熵,單位J?mol-1

?K-1

在定義上與標準生成焓不同：單質的標準熵在標準態下不為零自發反應的焓變與熵增原理的關系——如何解決這一對可能出現的矛盾？熵增原理的應用局限吉布斯自由能提出的必要性

與化學反應方向有關的熱力學函數：

——

焓變不能單獨作為化學反應自發進行方向的判據

——

熵可以作為任何過程自發方向的判據，但必須把體系和環境結合起來考慮成孤立體系，計算很不方便4.化學反應自發進行的判據（1）熱力學第二定律(1)1852年，開爾文(Kelvin)提出：

“不可能從單一熱源取出熱使之完全變為功，而不發生其它變化?！盞elvin,

Lord

William

Thomson

(1824-1907)（1）熱力學第二定律(2)1854年，克勞修斯(Clausius)提出：

“不可能把熱從低溫物體轉到高溫物體，而不發生其它變化。”Clausius,

Rudolf

(1822-1888)吉布斯(Gibbs)自由能

G是狀態函數（2）吉布斯(Gibbs)自由能等溫條件下（3）標準摩爾生成吉布斯自由能標準摩爾生成吉布斯自由能在標準壓力pθ下，從指定單質生成1mol任何物質B的吉布斯自由能變化。指定單質的標準摩爾生成吉布斯自由能為零。標準摩爾生成吉布斯自由能298.15K下，任意化學反應的標準摩爾吉布斯自由能變化：（4）吉布斯自由能判據等溫等壓，不做非體積功的條件下，反應自發進行的方向——

體系的吉布斯自由能降低J.WillardGibbs(1839-1903)11Feb1839,Connecticut,USAawardedadoctoratefromYalein1863.importantpapers:GraphicalMethodsintheThermodynamicsofFluids

AMethodofGeometricalRepresentationoftheThermodynamicPropertiesofSubstancesbyMeansofSurfaces.OntheEquilibriumofHeterogeneousSubstances(1876)ElementaryPrinciplesinStatisticalMechanics（5）吉布斯自由能與焓變、熵變的關系

由H和S來計算G：在壓力pθ和溫度T/K下假定焓變和熵變不隨溫度而變。ΔrGmθ受溫度的影響！

ΔrGθ(T)的近似計算吉布斯自由能應用舉例（1）例：已知反應CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的求:(1)反應在500K時的吉布斯自由能變；(2)判斷在標準壓力下，反應在500K時能否自發進行？(3)估算CaCO3在標準壓力下開始分解的最低溫度。解:(1)(2)因為ΔrGθ(500K)>0，所以反應在在此條件下不能自發進行。(3)設CaCO3在標準壓力下開始分解的最低溫度為T，則6.吉布斯自由能與溫度的關系5.非標準狀態下吉布斯自由能變的求解

化學平衡體系中所有組分物，包括反應物與產物的濃度不再隨時間而變化。只要外界條件不變，這種狀態就一直保持不變，稱為平衡狀態。——化學反應進行的限度。

（1）平衡的特點a.平衡是一種區別于始態的狀態；b.動態平衡，；c.在一定溫度下，用Kθ來表征平衡態及化學反應進行的程度；d.Kθ隨溫度的不同而改變。1.平衡的特點和平衡常數（2）平衡常數——標準平衡常數p1對于溶液中的可逆反應：

標準平衡常數Kθ可表示為:

（2）平衡常數——標準平衡常數p2對于氣相可逆反應：

標準平衡常數Kθ可表示為:

引入了相對濃度和相對壓力的概念；引入了標準態；

Kθ的特點：

a.量綱為1；

b.直接與吉布斯函數ΔGθ有關；而與參與反應的各物質濃度或分壓無關。表征平衡程度：Kθ>1;Kθ<1表征與吉布斯自由能ΔGθ的關系

標準平衡常數的意義平衡常數的數值與化學反應方程式的寫法有關（3）平衡常數與化學反應方程式2.標準平衡常數Kθ與關系及化學反應的方向2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)（1）反應商Q平衡時反應商Q

固體與純液體的物質在Q表達式中不出現；反應達平衡態時，各物質濃度（分壓）均是平衡時的濃度或分壓。注意例C(石墨)+CO2(g)=2CO

(g)2.標準平衡常數Kθ與關系及化學反應的方向式中（2）化學反應等溫式p1(溶液)用來判斷在任意設定條件下反應自發進行的方向和限度2.標準平衡常數Kθ與關系及化學反應的方向（2）化學反應等溫式p2平衡時，(3)化學反應等溫式p3反應可正向自發進行反應達到平衡正向反應不能自發進行，逆反應自發進行化學反應自發進行的方向ΔfGmθ

與ΔrGm

的關系；計算Kθ方法：

a.Hess定律(平衡常數的耦合)；

b.ΔfGm

θ標準生成自由焓法；

c.Δ

rHmθ

，ΔrSmθ與ΔrGm

θ的關系，即ΔrGm

θ=Δ

rHmθ

-TΔrSmθ標準平衡常數的計算3.化學平衡的移動p1LeChatellier’sPrincipleIfasysteminchemicalequilibriumissubjectedtoadisturbanceittendstochangeinawaythatopposesthisdisturbance.對平衡體系施加外力，平衡將沿著減少此外力影響的方向移動。HenriLeChatelier1850-1936French3.化學平衡的移動p2(1)濃度（壓力）對平衡的影響：由化學反應等溫式討論：平衡時Q=Kθ反應物濃度增加,QQ’<Kθ,rGm<0,反應正向進行生成物濃度增加,QQ”>Kθ,rGm>0,反應逆向進行(2)總壓對平衡的影響：

增大總壓時,化學平衡向計量方程式中氣體分子數較少的一方移動。

2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)

3.化學平衡的移動p3?若產物的氣體量小于反應物的氣體量,則

QQ’<Kθ,rGm<0,反應正向進行若產物的氣體量大于反應物的氣體量,則

QQ”>Kθ,rGm>0,反應逆向進行(3)溫度對平衡的影響——

范特霍夫(Van’tHoff)方程式

若正向反應吸熱rHmθ>0,溫度升高則Kθ變大

若正向反應放熱rHmθ<0,溫度升高則Kθ變小3.化學平衡的移動p41.2氧化還原反應知識點1.氧化還原反應的基本原理電子的略微偏移氧化劑還原劑電子的轉移過程：明顯的電子轉移氧化還原反應（1）氧化數、氧化和還原化學反應氧化還原反應

非氧化還原反應有電子的轉移（元素的氧化數發生了變化）酸堿反應（質子的傳遞）沉淀反應（無電子的轉移）配位反應化學反應的分類氧化數:假設把化合物中成鍵的電子都歸電負性更大的原子，從而求得原子所帶的電荷數，此電荷數即為該原子在該化合物中的氧化數。確定元素氧化數的習慣規則：單質中，元素的氧化數為零；在正常氧化物中氧的氧化數為-2，氫在一般化合物中的氧化數均為+1。堿金屬(Na,K等)為+1，堿土金屬(Ca,Mg等)為+2電負性最大的F在化合物中的氧化數總是-1所有元素的原子，其氧化數的代數和在多原子的分子中等于0；在多原子的離子中等于離子所帶的電荷數。相關概念：2.氧化過程和還原過程：氧化（oxidation）：氧化數升高的過程還原（reduction）：氧化數降低的過程3.氧化劑和還原劑氧化劑：氧化數降低的反應物，被還原為產物還原劑：氧化數升高的反應物，被氧化為產物4.氧化態和還原態：同一元素在高氧化數時稱為氧化態，低氧化數時稱為還原態1.氧化還原反應:在化學反應過程中，元素的原子或離子在反應前后氧化數發生了變化的一類反應。

Cu+2Ag+=Cu2++2Ag

2H2+O2=2H2O2KClO3=2KCl＋3O2↑氧化——還原

氧化劑——還原劑

氧化態——還原態氧化劑——還原劑氧化過程——還原過程氧化態——還原態相互依存共軛關系半反應：氧化態+ne=還原態

2Ag++2e=2AgCu=Cu2++2e得電子的物質：氧化數降低、是氧化劑、本身被還原失電子的物質：氧化數升高、是還原劑、本身被氧化Cu+2Ag+=Cu2++2Ag氧化還原電對：同一種元素不同氧化數的兩種物質構成的氧化還原體系。表示為：氧化態/還原態如：Cu2+/Cu，Fe3+/Fe2+，MnO4－/Mn2+……自身氧化還原反應和歧化反應1.自身氧化還原反應：氧化劑和還原劑是同一種物質。

+5-2-10

2KClO3

＝2KCl＋3O2↑2.歧化反應：氧化劑和還原劑是同一種元素。

+10+22CuCl＝Cu＋CuCl2

0+1-1Cl2＋H2O＝HClO＋HCl

+5-2-10

+10+2

0+1-12.原電池Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s)Cu(s)+Zn2+(aq)Noreaction使化學能變為電能的裝置；能使氧化還原反應產生電流負極：Zn=Zn2++2e正極：Cu2++2e=Cu總反應：Zn+Cu2+=Zn2++Cu（1）原電池的基本組成電池符號：(-)Zn|

ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|

Cu(+)Zn+Cu2+=Zn2++Cu負極正極鹽橋半電池，氧化反應半電池，還原反應與電對物質本身的活潑性有關與溶液中電對物質濃度有關與溫度有關（2）電極電勢Cu+2Ag+=Cu2++2Ag負極：Cu=Cu2++2eφ(Cu2+/Cu)正極：2Ag++2e=2Agφ(Ag+/Ag)Φ(Ox/Red)半反應：aOx(氧化態)+ne=bRed(還原態)

鉑片吸附H2達飽和

298K，100kPa，純H21mol?L-1H+

溶液標準氫電極

標準氫電極的電極電勢H2=2H++2e2H++2e=H2φθ(H+/H2)=0V298.15K離子濃度為1mol?L-1

，氣體分壓為100kPa標準電極電勢

標準電極電勢查表可知φθ(H+/H2)=0Vφθ(Ox/Red)原電池的電動勢（EMF）-p1：測量Zn2+/Zn電對標準電極電勢的裝置原電池的電動勢（EMF）-p2：3.原電池的電動勢與與氧化還原反應的平衡常數W電功=-ΔrGmW電功=QE=nFE-ΔrGm=nFE=-nF(φ正-φ負)ΔrGθm=-nFEθ=-nF(φθ正-φθ負)熱力學告訴我們：在等溫、等壓、可逆過程中，過程自由能變rGmθ在數值上等于體系對外做的最大有用功，即（1）原電池的電動勢與氧化還原反應的平衡常數的關系DrGmθ=-nFE

θDrGmθ=-RTlnKθ-nFE

θ

=-RTlnKθE

θ=(RT/nF)lnKθ=(0.059/n)lgKθ

(298K)判斷氧化劑、還原劑的相對強弱----

氧化還原能力和電極電勢電極電勢的高低表明電子得失的難易，也就是表明了氧化還原能力的強弱：電極電勢值較高的電對中的氧化態物質能和電極電勢值較低的電對中的還原態物質發生氧化還原反應氧化型的氧化性增強還原型的還原性增強氧化型+ne-還原型φ/V4.非標準狀態下原電池電動勢的計算——能斯特方程DrGm

=DrGmθ+RTlnQ=DrGmθ+DrGm=-nFE

，DrGmΘ=-nFE

Θ-nFE

=-nFE

Θ+RTlnQ故有：能斯特方程分析：

φ(Ox/Red)aOx(氧化態)+ne=bRed(還原態)φ:指定濃度下的電極電勢φθ:標準電極電勢n:電極反應中的得失電子數討論方程式中的[Ox]和[Red]并非專指氧化數有變化的物質，而是包括了參與電極反應的其它物質。如果電對中的某一物質是固體或純的液體，則它們的濃度均為常數，常認為是1。如果電對中的某一物質是氣體，其濃度用分壓來表示。例已知例已知舉例1例已知例已知舉例2濃差電池2H+(1M)→2H+(xM)Pt|H2(1atm)|H+(xM)||H+(1.0M)|H2(1atm)|Pt(s)2H+(1M)+2e-→H2(g,1atm)H2(g,1atm)→2H+(xM)+2e-濃差電池Ecell=Ecell°-

logn0.059Vx212Ecell=0

-

log20.059Vx21Ecell=-0.059VlogxEcell=(0.059V)pH2H+(1M)→2H+(xM)Ecell=Ecell°-

logQn0.059V1.3化學反應動力學知識點化學反應動力學所涉及的問題：化學反應速率；簡單的化學反應機理。1.化學反應速率的定義及其表示方法(1)平均化學反應速率及其表示方法化學反應速率指在一定條件下，反應物轉變為生成物的速率。

反應速率的單位：mol?dm3?s－1(2)瞬時化學反應速率及表示方法表示濃度隨時間的變化率。例如：反應C4H9Cl(aq)+H2O(l)C4H9OH(aq)+HCl(aq)(2)瞬時化學反應速率及表示方法反應有多快？c0＝1.0×10-3mol/L分子碰撞次數：3.5×1028次/L·s預期反應速率：5.8×104mol/L·s實測反應速率：1.2×10-8mol/L·s2.反應速率理論簡介(1)碰撞理論反應物分子必須具有一定的能量才可能經過碰撞形成產物分子。形成產物的碰撞為有效碰撞；這一定的能量稱為活化能Ea(單位：kJ?mol-1)；這些具有活化能的分子稱活化分子?；罨軞怏w分子能量分布曲線2.反應速率理論簡介(2)過渡態理論活化能（1）基元反應與復雜反應基元反應：簡單的一步完成的反應,反應機理與反應方程式完全一致。3.影響化學反應速率的因素

復雜反應(總包反應)：由兩個或多個基元反應組成的反應。對于復雜反應，反應式只表示反應體系的初始和終態。2NO+2H2=N2+2H2O2NO+H2=N2+H2O2(慢)H2O2+H2=2H2O(快)例A→產物P(單分子反應)2A→產物P(雙分子反應)A＋B→產物P(雙分子反應)例反應速率方程式對基元反應：反應速率方程式：（1）a+b叫反應級數（2）叫質量作用定律反應速率方程式對于復雜反應：aA+bBC

k：反應速率常數

反應級數：n+m例：2NO2+F2=2NO2F反應速率方程式：v=kc2(NO2)c(F2)???，三級反應？？根據測定：v=kc(NO2)c(F2)，是二級反應復雜反應的速率—

速率決定步驟2NO2+F2=2NO2FNO2+F2=NO2F+F（元反應）（慢)

v1=k1c(NO2)c(F2)NO2+F=NO2F（元反應）(快)

v2=k2c(NO2)c(F)v=kc(NO2)c(F2)反應速率方程式與反應級數的關系（2）簡單級數反應半衰期：反應物濃度消耗一半所需時間或一級反應ButOOBut(g)→2CH3CO(g)+C2H4(g)一級反應舉例

化石、種子等古生物體含有C，它包括12C和14C，科學研究表明，大氣中的比例長期保持恒定，14C:12C＝1:1012?；畹纳矬w均保持這個比例，生物體死亡后，不再與大氣有C的交換，而體內14C的衰變半衰期為t1/