无机化学化学反应一般原理(编辑修改稿)

无机化学化学反应一般原理(编辑修改稿)内容摘要：

ol CO和 H2O混合，平衡时 CO转化率为 50%。 若再加入 3mol H2O， 问平衡能否维持。 新平衡时 CO的转化率为多少。 [实际应用 ] 利用廉价原料或不断移走产物，以提高某反应物的转化率。 压力的影响 [定性 ]改变压力，可导致体积的变化，而影响化学平衡。 较复杂。 ①对无气体参与的固液反应体系，几乎无影响 ②对有气体参加的反应压力的变化，可能有影响。 [分析 ]反应 aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g) 平衡时 平badCKpBADCppPP ∵ PV = nRT 仅改变体积 P∝ V1 若改变体积为原来的 m倍 ， 则 P’=P m1 改变体积为原来的 m倍，则总压及各物质均为旧平衡的 m1倍。 则： bacd)P()P()P()P(QBm1Am1Cm1Dm1p  Qp=Kp (1/m)(c+d－ a－ b) 令△ n=c+d－ a－ b = Kp (1/m)△ n [讨论 ] •若△ n=0 反应前后气体分子数无变化，改变体积Qp=Kp不影响平衡。 •若△ n≠0 当△ n＞ 0 0＜ m＜ 1即总压增大， Qp＞ Kp 逆向移动 m＞ 1 即总压减小， Qp＜ Kp 正向移动 当△ n＜ 0 0＜ m＜ 1即总压增大， Qp＜ Kp 正向移动 m＞ 1 即总压减小， Qp＞ Kp 逆向移动 温度的影响 K是温度的函数，改变温度， K变，平衡被破坏。 [分析 ] ∵ △ Go=－ RTlnK △ Go =△ Ho － T△ So 若忽略温度对 △ Ho 和 △ So的影响 处理： lnK＝ △ So／ R－ △ Ho／ RT 讨论： 催化剂对化学平衡的影响 [结论 ] 催化剂只改变反应速度，对已达到平衡的反应，加入催化剂，同等程度改变正逆反应速度，故对平衡无影响。 即催化剂不能改变平衡状态。 [总结 ] 改变影响平衡的某一因素，平衡就沿着减弱这种影响的方向移动，直至新平衡。 第三节 化学反应速度 计算 常温反应 2H2 + O2  2H2O(l) 的平衡常数。 [思考 ]该条件实际反应情况与反应趋势。 [说明 ]反应速度与热力学之间没有直接的联系。 31 反应速度的表示 定义： 一定条件下，反应物转变为产物的快慢。 表示：单位时间某物质的浓度变化。 注意：①可用不同物质的浓度变化表示反应速度； ②其数值不一定相等，但意义相同，有关系 ③单位： mol/Ls 对大多数反应，物质浓度随时间的变化不是呈 线性关系故有平均速度和瞬时速度之分 速度测定 ①平均速度 ②瞬时速度：实验测定物质浓度随时间变化的数 据，处理曲线某点切线的斜率。 [问题 ]为什么反应速度千差万别。 32 速度理论简介 —— 碰撞理论 要点：①反应进行的先决条件：分子相互碰撞； ②有效碰撞：发生反应的碰撞； ③活化分子：发生有效碰撞的分子，它比一般分 子的能量高。 一定条件下，分子能量分布一定。 ④活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分 子的平均能量之差。 (Ea) 意义：由反应物转变为产物所要逾越的“能量障碍”。 活化能越大，反应逾越的能量障碍越大，反应速度越小。 如反应 N2+3H2  2NH3 △ Ho=－ △ Go =－ Ea=326KJ/mol 所要逾越的“能量障碍”很大。 常温常压自发，但 Ea高，活化分子数少，速度极小。 Ea △ H A+B C+D 活化分子平均能量 反应进程 根据 碰撞理论 讨论： 增大反应速度措施 ①增大单位时间内分子碰撞总数； ②增大碰撞总数中有效碰撞的百分数。 33影响反应速度的外部因素 浓度、压强、温度、催化剂 一、浓度（压强）的影响 ①定性分析： 浓度（压强）增大，单位时间内分子碰撞总数增多，有效碰撞增加，速度增大； ②定量处理 速率方程式：反应物浓度与反应速度的数学关系式。 反应 aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g) V∝ CAαCBβ= k CAαCBβ [说明 ] k 为比例常数，称速率常数 α、 β为反应分级数， α+β为反应总级数 反应级数：反映了浓度（压力）对速度的影响程度。 ③ 速率常数的意义和性质 [分析 ]当反应物浓度均为单位 1时 V=k Ⅰ 、 一定温度下， k值只取决于反应本性，不同反应 k不同， k反映 V的内因。 Ⅱ 、 k 值不随浓度、压力而变，与温度、催化剂有关 Ⅲ 、 k 单位与反应级数有关。 [强调 ] 反应级数与反应计量系数并非一回事，不一定相符合。 反应级数是实验值，可为整数、分数、小数。 所以对一般反应，级数不能直接从计量系数导出。 要深入了解浓度对反应速度的影响，必须涉及反应经历的具体历程。 （本课程不讨论） 二、温度的影响 升高温度，加速反应，早就被人所知。 [定性分析 ] 浓度不变，分子总数不变，温度升高，部分分子获得能量，变成活化分子，即活化分子百分数增加，有效碰撞增加，反应速度加快。 [定量 ] Arrhenuis公式： k=Aе(Ea/RT) 或 nk= nA－ (Ea/RT) A —— 常数，称频率因子或指前因子 Ea—— 实验活化能 R—— 气体常数 表明： k与 T呈指数变化关系， T微小的变化， k就有较大变化。 计算时注意单位换算。 [思考 ] 对不同反应， k随温度的变化规律。 三、催化剂的影响 [概念 ] 改变反应速度，自身在反应前后的质量和化学 组成不变的组分。 正、负催化剂；酶、触媒、防老剂等。 催化剂对 V的有效影响是浓度、温度无法比拟的。 [研究表明 ] 催化剂通过改变反应途径，改变反应活化能实现对反应速度的影响，它参与了反应。 Ea △H A+B C+K 活化分子平均能量 反应进程 AK+B +K [催化剂特性 ] ⑴ 选择性； ⑵ 不能起动反应 ， 不能使非自发反应发生 ⑶ 不能改变反应的平衡常数 本章总结 解决了化学反应所涉及的问题： ⑴反应判据 ⑵反应限度 ⑶反应速度 ⑷反应机理 线索（思路） 反应原理综合应用（选讲） [实例分析 ] 水煤气变换条件分析 CO(g)+H2O(g) → CO2(g)+H2(g) 反应条件： 投料比： CO : H2O=1 : 5~8； 总压： 5~7 105Pa； 温度：多段处理（高温变换，低温出料） [方法 ] 方向判断及反应自发进行的温度范围确定； 改变转化率的条件确定； 改变反应速度的条件确定； 其他考虑的因素。 CO(g)+H2O(g) → CO2(g)+H2(g) ⑴ 反应有关的热力学数据： △ H⊙ =－ 41KJ △ S⊙ =－ JK1 △ G⊙ =－ 常温常压反应自发。 ⑵ 自发反应温度范围 T＜ △ H⊙ /△ S⊙ ≈700℃ ⑶ 从平衡移动角度分析。