完整大學(xué)無機化學(xué)知識點匯總

1、. . . . 第一章 物質(zhì)的聚集狀態(tài) 基本概念 一、 物質(zhì)的聚集狀態(tài) 定義：指物質(zhì)在一定條件下存在的物理狀態(tài)。 分類：氣態(tài)（）、液態(tài)（）、固態(tài)（）、等離子態(tài)。 等離子態(tài)：氣體在高溫或電磁場的作用下，其組成的原子就會電離成帶電的離子和自由電子，因其所帶電荷符號相反，而電荷數(shù)相等，故稱為等離子態(tài)，（也稱物質(zhì)第四態(tài)） 特點： 氣態(tài)：無一定形狀、無一定體積，具有無限膨脹性、無限滲混性和壓縮性。 液態(tài)：無一定形狀，但有一定體積，具有流動性、擴散性，可壓縮性不大。 固態(tài)：有一定形狀和體積，基本無擴散性，可壓縮性很小。 二、 體系與環(huán)境 定義： 體系：我們所研究的對象（物質(zhì)和空間）叫體系。 環(huán)境：體系以外

2、的其他物質(zhì)和空間叫環(huán)境。 2分類：從體系與環(huán)境的關(guān)系來看，體系可分為 敞開體系：體系與環(huán)境之間，既有物質(zhì)交換，又有能量交換時稱敞開體系。 封閉體系：體系與環(huán)境之間，沒有物質(zhì)交換，只有能量交換時稱封閉體系。 孤立體系：體系與環(huán)境之間，既無物質(zhì)交換，又無能量交換時稱孤立體系。 三、 相 體系中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)相同，并且完全均勻的部分叫相。 單相：由一個相組成的體系叫單相。 多相：由兩個或兩個以上相組成的體系叫多相。 單相不一定是一種物質(zhì)，多相不一定是多種物質(zhì)。在一定條件下，相之間可相互轉(zhuǎn)變。單相反應(yīng)：在單相體系中發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)叫單相反應(yīng)。 多相反應(yīng)：在多相體系中發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)叫多相反應(yīng)。 多相體

3、系的特征：相與相之間有界面，越過界面性質(zhì)就會突變。 需明確的是： 氣體：只有一相，不管有多少種氣體都能混成均勻一體。 液體：有一相，也有兩相，甚至三相。只要互不相溶，就會獨立成相。 固相：純物質(zhì)和合金類的金屬固熔體作為一相，其他類的相數(shù)等于物質(zhì)種數(shù)。 2 氣體定律 一、 理想氣體狀態(tài)方程 PV=nRT 5-3 33-1-1) /1mol*273.15K=8.314(Pa.mR=1.0133*10國際單位制：.molPa*22.4*10.K m1. (理想)氣體狀態(tài)方程式的使用條件 溫度不太低、壓力不太大。 2.(理想)氣體狀態(tài)方程式的應(yīng)用 二、氣體分壓定律 混合氣體的總壓等于各組分氣體分壓之和

4、。 數(shù)學(xué)表達式：P=P+P+P+ CABT 1. 組分氣體分壓：組分氣體單獨占有混合氣體的體積時所產(chǎn)生的壓力。PV=nRT AA2. 組分氣體分體積：組分氣體與混合氣體同溫同壓下所占有的體積。PV=nRT AA由1、2可推導(dǎo)出玻義耳定律：n、T一定時 PV=PVA A3. 組分氣體體積分數(shù)：組分氣體的體積分數(shù)與混合氣體的總體積之比V/V。 A根據(jù)阿佛加德羅定律：等溫等壓下，體積分數(shù)=摩爾分數(shù)， 即T、P一定時， V/V=n/n AA 根據(jù)組分氣體分壓可知： P=nRT /V、 P=nRT /V ， （ n= n+n+） BAAABB 參考.學(xué)習(xí). . . . 再根據(jù)分壓定律 P= P +P +

5、=（n+n+）RT/V=nRT/V BBAA所以 PV=nRT ，即：混合氣體也適合氣體狀態(tài)方程。 三、氣體的液化 氣體變成液體的過程叫液化或凝聚。 要使氣體液化，須降低溫度或同時加壓。因為降溫可降低分子能量，減小液體的飽和蒸汽壓；加壓可減小氣體間的距離使其引力增大。 實驗證明，單純采用降溫法可以使氣體液化，但單純加壓卻不一定能使氣體液化，必須首先把溫度降低到一定數(shù)值才能實現(xiàn)加壓液化；而當溫度高于該值時，無論怎樣加壓，也不能使氣體液化。 在加壓下可使氣體液化所需的一定（最高）溫度稱為臨界溫度（Tc）。 在臨界溫度時，使氣體液化所需的最低壓強稱為臨界壓強（Pc）。 在臨界溫度和臨界壓強時，1mo

6、l氣態(tài)物質(zhì)所占有的體積稱為臨界體積（Vc）。 熔沸點很低的物質(zhì)，其臨界溫度都很低，難以液化這是因為其分子間引力很小造成的（為非極性分子）；反之則易液化 當氣態(tài)物質(zhì)處于Tc、Pc、Vc狀態(tài)時，稱之為臨界狀態(tài)。 臨界狀態(tài)是一種不穩(wěn)定的特殊狀態(tài)。此時，氣、液體間的性質(zhì)差別將消失，其界面也將消失。 3 液體 一、液體的蒸發(fā) 1、 蒸發(fā)過程 液體分子和氣體分子一樣，處于無秩序的運動中，當一個液體分子運動到接近液體表面，而且具有適當運動方向和足夠大的能量時，它將掙脫臨近分子的引力，逃逸到液面上方的空間，變?yōu)檎羝肿?。這就是蒸發(fā)過程。 2、 飽和蒸氣壓 將一杯液體置于抽成真空的鐘罩內(nèi)，液體即開始蒸發(fā)，蒸氣分

7、子占居液面上方空間，并做無序運動；當蒸氣分子與液面撞擊時，可能被捕獲進入液體（此過程稱凝聚）。當凝聚速率等于蒸發(fā)速率時，體系達到動態(tài)平衡，液面上方單位空間里蒸氣分子數(shù)不再增多。此時的蒸氣為飽和蒸氣，所產(chǎn)生的壓強即為飽和蒸氣壓。 在一定溫度下，空氣中水蒸氣的分壓與同溫度水的飽和蒸氣壓之比稱空氣的相對濕度。 3、 蒸發(fā)熱 要使液體在恒溫恒壓下進行蒸發(fā)，須從周圍環(huán)境吸收熱量。這種維持液體在恒溫恒壓下蒸發(fā)所必須的能量，稱為液體的蒸發(fā)熱。 不同液體，因其分子間引力不同，蒸發(fā)熱必不相同；即使同一種液體，在不同溫度下（因其平均動能不同），蒸發(fā)熱也不相同。 在一定溫度和壓強下，1mol液體的蒸發(fā)熱蒸稱摩爾蒸發(fā)

8、熱。 蒸發(fā)熱越大，液體分子間的作用力就越大。 二、液體的沸點 沸點指液體的飽和蒸氣壓等于外界壓強時的溫度。在此溫度下，汽化在整個液體中進行，稱為液體的沸騰。低于此溫度，汽化僅限于在液體表面進行蒸發(fā)。 液體的沸點與外界氣壓密切相關(guān)，外壓升高，則液體沸點也升高。 4 固體 當從液體中取走能量（如降溫）時，分子的平均動能逐漸降低（表現(xiàn)為分子運動速率減慢），一旦溫度降低到分子所具有的平均動能不足以克服分子間引力時，那些速率小的分子將聚集在一起逐漸變成固體，此過程稱凝固，為放熱過程。 固體分為晶體與非晶體（無定型體）。二者主要區(qū)別有三條： 1. 晶體有固定的幾何外型，非晶體無。 2. 晶體有固定的熔點，

9、非晶體無（只有一個逐漸軟化的溫度范圍）。 參考.學(xué)習(xí). . . . 3. 晶體是各向異性的，非晶體各向同性。 非晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)通常類似于液體內(nèi)部結(jié)構(gòu)。非晶體的聚集狀態(tài)是不穩(wěn)定的，在一定條件下會逐漸晶化；而若晶體的有規(guī)則排列被破壞后，也可變?yōu)榉蔷w。 第二章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ) 21化學(xué)熱力學(xué)概述 化學(xué)熱力學(xué)是研究化學(xué)反應(yīng)及相變過程中能量轉(zhuǎn)換規(guī)律的科學(xué)。內(nèi)容：a.過程中的能量變化；b.反應(yīng)（或相變）的方向和限度。特點：通過已知的基本數(shù)據(jù)進行化學(xué)熱力學(xué)計算，從而預(yù)言化學(xué)反應(yīng)和相變過程的能量變化，以及方向和限度。注意： 1、 化學(xué)熱力學(xué)研究的是封閉體系。 2、 化學(xué)熱力學(xué)研究的是宏觀物質(zhì)。 3、 化學(xué)熱力

10、學(xué)只研究體系的始態(tài)和終態(tài)。 4、 化學(xué)熱力學(xué)沒有時間的概念。 22 基本概念 一、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù) 1、 狀態(tài)：由一系列表征體系（宏觀）性質(zhì)的物理量所確定下來的體系的存在方式稱為體系的狀態(tài)。 2、 狀態(tài)函數(shù)：確定體系狀態(tài)的宏觀性質(zhì)（物理量）就是體系的狀態(tài)函數(shù)。 二、 過程和途徑 1、過程：體系的狀態(tài)發(fā)生變化時，從始態(tài)到終態(tài)，我們說體系經(jīng)歷了一個熱力學(xué)過程。簡稱過程。 過程可以是在特定條件下進行的。 如：恒壓過程、恒溫過程、恒容過程、絕熱過程等，都具備各自特定的條件。 2、途徑：體系由始態(tài)到終態(tài)的變化過程，可以采用許多種不同的方式，每一鐘具體的方式稱為一種途徑。 三、 容量性質(zhì)和強度性質(zhì) 1、 容

11、量性質(zhì)（廣度性質(zhì)） 此類性質(zhì)的數(shù)值大小與物質(zhì)的量成正比，具有加和性。 整個體系的某容量性質(zhì)等于各部分該性質(zhì)的總和。如體積、質(zhì)量等。 2、 強度性質(zhì) 此類性質(zhì)的數(shù)值大小與物質(zhì)的量無關(guān)，不具有加和性。如溫度、濃度等。 四、 熱力學(xué)能（內(nèi)能） 內(nèi)能是體系內(nèi)部能量的總和。符號為U。 內(nèi)能是體系的一種宏觀性質(zhì)，一定量某種物質(zhì)的內(nèi)能是與物質(zhì)的種類、溫度、壓力、體積等性質(zhì)有關(guān)，所以它是體系的狀態(tài)函數(shù)，其變化值只與始終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。 體系內(nèi)能的絕對值大小是無法測量的，但它隨體系狀態(tài)變化而產(chǎn)生的變化值，可以從體系與環(huán)境在變化過程中的能量交換測得。 五、 功和熱（W、Q） 功和熱是體系狀態(tài)變化時，與環(huán)境進

12、行能量交換（傳遞或轉(zhuǎn)換）的兩種形式。具體地說： 熱：體系和環(huán)境之間由于溫度差別而進行的能量傳遞形式是熱。 功：體系和環(huán)境之間除熱以外，其它的能量傳遞形式是功。 功有多種形式，可分為體積功和非體積功。 體積功：指由于體系體積變化，反抗外力作用而與環(huán)境交換的功。 非體積功：除體積功外，其它功統(tǒng)稱為非體積功。如電功等。 功和熱的單位為“J”、“KJ”，但它們都不是狀態(tài)函數(shù)。 因為功和熱是伴隨著狀態(tài)的變化而產(chǎn)生的，它是一種過程變量，沒有狀態(tài)變化就沒有功和熱。 功和熱的數(shù)值大小與變化途徑有關(guān)。 參考.學(xué)習(xí). . . . 功和熱取值規(guī)則： 體系從環(huán)境吸收熱量：Q為正值；體系放出熱量：Q為負值。 體系對環(huán)境

13、作功：W為負值；環(huán)境對體系作功：W為正值。 六、 化學(xué)反應(yīng)計量式和反應(yīng)進度 1、化學(xué)反應(yīng)計量式（化學(xué)反應(yīng)方程式） 根據(jù)質(zhì)量守恒定律，用規(guī)定的化學(xué)符號和化學(xué)式來表示化學(xué)反應(yīng)的式子叫化學(xué)反應(yīng)計量式。 如：aA+bBdD+eE 隨反應(yīng)的進行，反應(yīng)物A、B不斷減少，生成物D、E不斷增多，規(guī)定：對反應(yīng)物而言，化學(xué)計量數(shù)為負；對于產(chǎn)物而言，化學(xué)計量數(shù)為正。用表示。 i即： =-a、=-b、=d 、=e，代入原式可得： A+B+D+E=0 EBBEDDAA例如合成氨反應(yīng)：N+3H?2NH 322N、 H、NH的計量數(shù)分別為-1、-3、+2，其含義是每消耗1molN、3molH，可生成2molNH。 3222

14、232、反應(yīng)進度 定義為：n（）= n（0）+ ，其中n（0）、n（）分別代表反應(yīng)進度=0（反應(yīng)未開始）和=BBBBB時B的物質(zhì)的量。 -1 dn。d=0未開始時n（）為常數(shù)，BBB -1-1moln ?的單位為 =對于有限變化來說，=-0=n BB BB 表明該反應(yīng)按化學(xué)反應(yīng)式的計量數(shù)進行的倍數(shù)。 引入反應(yīng)進度的最大優(yōu)點是：在反應(yīng)進行到任意時刻時，可用任一反應(yīng)物或生成物來表示反應(yīng)進行的 程度，所得值總是相等的。反應(yīng)進度的值與選用反應(yīng)式中何種物質(zhì)的量的變化進行計算無關(guān)；但若對同一化學(xué)反應(yīng)方程式來說, 方程式的書寫不同，則反應(yīng)進度是不同的。23 熱力學(xué)第一定律和熱化學(xué) 一、熱力學(xué)第一定律 在任何

15、過程中，能量是不會自生自滅的，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，而總能量是不變的。這就是熱力學(xué)第一定律。 設(shè)一封閉體系，若外界輸送給它的熱量為Q，并對其作功W，則其內(nèi)能的變化U=Q+W。這就是熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達式。 二、熱化學(xué)和熱化學(xué)方程式 1、 熱化學(xué)：是研究化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的學(xué)科。能量變化實際上就是指（始態(tài)到終態(tài)或反應(yīng)物變成生成物的）反應(yīng)熱。 2、 反應(yīng)熱：又叫熱效應(yīng)。指發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時，若體系不作非體積功，則當反應(yīng)物和生成物的溫度相同時，化學(xué)反應(yīng)過程所吸收或放出的熱量。 3、 熱化學(xué)方程式：是表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)之間關(guān)系的方程式。 書寫時應(yīng)注意： 、 應(yīng)注明反應(yīng)條件（溫度、壓力）

16、，若為100Kpa、298K時可忽略。 、 必須標出各物質(zhì)的聚集狀態(tài)。不同聚集狀態(tài)的熱效應(yīng)是不同的。 、 方程式中的系數(shù)不表明分子數(shù)，只表示摩爾數(shù)，可以是分數(shù)。 注意：計量數(shù)不同時，同一反應(yīng)的反應(yīng)熱是不同的。 、 逆反應(yīng)的熱效應(yīng)與正反應(yīng)的熱效應(yīng)數(shù)值相同，符號相反。 三、恒容條件下的熱效應(yīng)U 由U =Q+W Q=U+W 參考.學(xué)習(xí). . . . 我們研究反應(yīng)熱一般都是在體系不作非體積功時進行，此時，只有體積功。W=PV（注：P為外壓，是體系反抗外壓所作功，取負號）Q=U 即當體系不作非體積功時，恒容過程反應(yīng)放出的熱量等于V內(nèi)能的減少；或吸收的熱量等于內(nèi)能的增加。 四、焓H及焓變H恒壓條件下的反應(yīng)

17、熱 Q=U-W 當條件為恒壓而非恒容，則體系要作體積功， Q=UP=UUP（VV） 1221重新組合后 Q=（U+PV）（U+PV） 22 H=U+PV 12焓定義：焓是體系內(nèi)能加上壓力與體積的乘積，它沒有特殊的物理意義，它是體系的一種能量的組合形式，是一種組合能量；其變化量焓變H是恒壓條件下的熱效應(yīng)。 H0，說明反應(yīng)焓值減少，反應(yīng)是放熱的，放出的熱量等于體系焓值的減少；H0，說明反應(yīng)焓值增加，反應(yīng)是吸熱的，吸收的熱量等于體系焓值的增加。 H與H具有以下的性質(zhì)特征： H=U+PV, U、P、V都是體系的狀態(tài)函數(shù)，H也必為狀態(tài)函數(shù)，H只與體系變化的始終態(tài)（即反應(yīng) 物與生成物）有關(guān)，而與變化途徑無

18、關(guān)。 H是體系的容量性質(zhì) H=HH。反應(yīng)物生成物可通過恒壓下的反應(yīng)熱測得。正逆 U的絕對值無法測得，H的絕對值也無法測得，但其變化量H H。數(shù)值相等，符號相反。H=-反應(yīng)的H逆正 。，對于有氣體參加的化學(xué)反應(yīng)，PV=nRTH=U+nRT RT RTVV）=n（V若反應(yīng)前后氣體體積分別是V、， 此時PV=P121221 的化學(xué)反應(yīng)：對于無氣體參加或反應(yīng)前后氣體=0 標準摩爾反應(yīng)焓變? 標準摩爾反應(yīng)焓1mol標準狀態(tài)下，某反應(yīng)進度=1mol（按所給定的反應(yīng)式進行反應(yīng)）時的反應(yīng)焓變?yōu)?H? 。表示為。變mr-1?，液體、標準（狀）態(tài)：在標準壓力（P =100kPa）下，氣體的壓力等于Pl1mol，溶

19、液中溶質(zhì)濃度為 ，與氣體的標準狀況為不同的概念。T）固體都為最穩(wěn)定的純凈物時為標準態(tài)。（注意：標準態(tài)不涉及溫度 標準摩爾生成焓（又稱標準生成熱）?T?H，單位 指在恒溫及標準態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)物質(zhì)生成單位物質(zhì)量的某物質(zhì)的焓變。表示為mf?H?-1 時，可簡寫成。當KJmolT=298Kmf 五、蓋斯定律 大量實驗結(jié)果證明：任何反應(yīng)，不管取什么途徑，從一狀態(tài)（始態(tài)）的反應(yīng)物，變到另一狀態(tài)（終態(tài)） 的產(chǎn)物，只要始終態(tài)一定，其恒壓下的熱效應(yīng)相同。在實驗的基礎(chǔ)上，蓋斯指出：如果一個化學(xué)反應(yīng)能分解成幾步來完成，總反應(yīng)的焓變等于各步分反應(yīng) 的焓變之和（），這就是蓋斯定律。ii 應(yīng)用： 1、熱化學(xué)方程式加

20、合法rH g O（）CO（g）?（例如：Cs）+ 2不易準確測出。我們致使其反應(yīng)熱反應(yīng)產(chǎn)物CO中不可避免地會有少量CO，rH由于此反應(yīng)難以控制，2 可設(shè)計出這種途徑： （s（）+Og）C +?OgCO（）g（22 學(xué)習(xí)參考. CO）g（2. . . . 根據(jù)蓋斯定律HHrH （反應(yīng)可通過一步進行，也可通過兩步），HHH 22r1rr1rr、 C（s）+?O（g） CO（g） H=？ r2-1 =-394KJmol） H（s）+Og） CO（g、 C（1r22-1 283KJmolH=-（g） COg） 、 CO（s）+?O2r22 H，rHrH2r1 注意：反應(yīng)熱的加減與方程式的加減是一致的。

21、 、標準生成焓法2 我們可以利用標準摩爾生成焓來計算標準摩爾反應(yīng)焓變。 H反應(yīng)物。（表示式中物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。） HH生成物ifmmimfir(g) (g)(g)如：對反應(yīng)(g)(B,g) HdHHaH(A,g)+b(D,g)+eH(E,g)-mmffmrmffm 與物質(zhì)的量成正比。，而注意：要乘系數(shù)，系數(shù)相當于摩爾數(shù)（無單位）rHm24化學(xué)反應(yīng)進行的方向和限度 一、 化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性 在一定條件下，不需外界作功，一經(jīng)引發(fā)就能自動進行的過程稱為自發(fā)過程。 熱量只能自發(fā)地從高溫物體傳到低溫物體，而相反的過程則是非自發(fā)的。（熱力學(xué)第二定律之一）。說明體系總是傾向于取得最低能量狀態(tài)。 化學(xué)反應(yīng)也有自

22、發(fā)的：化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進行并非是無條件，而是達到條件后自動進行的；自發(fā)反應(yīng)不意味著速率大小，非自發(fā)反應(yīng)也不意味著不能發(fā)生，而是需外加有用功。 在孤立體系中，自發(fā)過程是向著混亂度增大的方向進行的。（熱力學(xué)第二定律之二）。 結(jié)論 自然界中的自發(fā)過程，總是遵循兩條基本規(guī)律： 體系總是傾向于最低能量狀態(tài)；體系總是傾向于最大混亂度。 二、 熵及熵變 1、熵 S 是表示體系混亂度大小的狀態(tài)函數(shù)，是體系混亂度的量度。 S越大，混亂度越大；S越小，混亂度越小。 2、熵變 S 是體系混亂度變化的量度。 混亂度：即混亂程度，組成體系的質(zhì)點總是在不停地運動，位置和能量都在不斷地變化著。而每一質(zhì)點的位置、能量都有確定的狀

23、態(tài)，叫微觀狀態(tài)，體系可能有的微觀狀態(tài)越多，混亂度就越大。 混亂度是體系的一種宏觀性質(zhì)，而表現(xiàn)這種宏觀性質(zhì)的熵，顯然是狀態(tài)函數(shù)。 作為第二定律的第二種描述形式，也可以說是熵增原理。即S0。 、 熵和熵變的特點： a) 熵S是狀態(tài)函數(shù)，S與變化的始終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。 b) S是容量性質(zhì)，與物質(zhì)的量成正比，具加合性，S也有加合性。 c) S與H和U不同，它的絕對值可以測得。 在時，任何完整晶體中，其組分粒子（原子、分子或離子）只要一種排列形式（是完全有序的），即只有一種微觀狀態(tài)，規(guī)定S=0，這就是熱力學(xué)第三定律。即在絕對零度（0K）時，任何純凈的晶態(tài)物質(zhì)的熵值都是。 從任一溫度時，物質(zhì)的熵變值

24、就等于物質(zhì)的熵值。S 參考.學(xué)習(xí). . . . 、 標準摩爾熵： 在標準態(tài)和一定溫度下，1mol物質(zhì)的熵值稱為標準摩爾熵。 ?-1-1 K； 單位：Jmol（表示為：S（T）T=298.15K時為S）mm ?). (生成物)S標準（摩爾反應(yīng)）熵變：SS(反應(yīng)物mmrim?時都可代T,S可看作不受溫度變化的影響(反應(yīng)物、生成物的S同時隨T改變)，任意與H一樣mmmrr?(T). S(298K)去求用Smmr?S ? ，說明熵值減少，混亂度減少。S00,說明熵值增加,混亂度增大；mrmr、 影響物質(zhì)熵值大小的因素： . 物質(zhì)的聚集狀態(tài).運動越自由,其熵值越大, . 物質(zhì)的純度.混合物或溶液的熵值一

25、般大于純物質(zhì)的熵值. . 物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu). 復(fù)雜分子的熵值大于簡單分子的.S化合物S單質(zhì) ；組成分子質(zhì)點多的大于質(zhì)點少的混亂度. . 體系的溫度、壓力 物質(zhì)在高溫時的熵值,大于低溫時的熵值；氣體物質(zhì)的熵值隨壓力增大而下降. 三、 吉布斯（Gibbs）自由能變化學(xué)反應(yīng)自發(fā)的判據(jù) 吉布斯通過大量實驗總結(jié)出一條規(guī)律： 判斷一個化學(xué)反應(yīng)是否自發(fā)進行，要看它在理論或?qū)嵺`上是否能被用來做有用功（即非體積功，）。如果能，則是自發(fā)的；若不能，且需外界對其做有用功才反應(yīng)，則是非自發(fā)的。 1.定義： i. 體系中可做有用功的這部分能量叫吉布斯自由能(G)。 反應(yīng)前后自由能的變化就叫自由能(焓) ii.變(G)。

26、 顯然，G就是自發(fā)變化的推動力。G0是自發(fā)變化的判據(jù)；G0是非自發(fā)的判據(jù)；G0是平衡狀態(tài)的判據(jù)。 H可分為兩部分：可用于作功（G）； 不能用于作功，只能消耗于混亂度的增大。（使增大） 用公式表示為：G （） G （吉布斯公式） 與G的特點 G是狀態(tài)函數(shù),G只與變化的始終態(tài)有關(guān)，而與變化途經(jīng)無關(guān)。 G是容量性質(zhì),G與物質(zhì)的量成正比，具有加合性。 正逆反應(yīng)的G數(shù)值相等，符號相反。 與H類似，若一個反應(yīng)是若干反應(yīng)正和，那么總反應(yīng)G總等于各分反應(yīng)G正和。 G的絕對值也不能測定，但我們需要的是過程變化值，無妨。 , G=H-TS G=H-TS3.G與T的關(guān)系、 mr有關(guān)外，SH、都是任意溫度下的焓、熵、

27、自由能值。它說明：是熱力學(xué)溫度，H、S、GG除了與式中T 實際上就是自發(fā)反應(yīng)所需的溫度條件。通過這個式子，可計算出自發(fā)反應(yīng)所需的溫度。有關(guān)，T還與T ，為自發(fā)反應(yīng)的判據(jù)，298K）0（GT）=H298K）-TSmmrrmr STH（298K）/（298K）為反應(yīng)自發(fā)進行的溫度條件。mrmr 根據(jù)，可分四種情況來分析反應(yīng)的自發(fā)與否：SG=H-T G0，反應(yīng)都非自發(fā)。，（）. H、S（）T無論何溫度時 （）H（）、S，T在任何溫度時，反應(yīng)都自發(fā)進行。0G . ，高溫時S（）. H、（）G0非自發(fā)。0自發(fā)；低溫時G 參考.學(xué)習(xí). . . . . H（）、S（），低溫時G0自發(fā)；高溫時G0非自發(fā)。 其

28、中、兩種情況可通過G=H-TS0、TH/S來計算出自發(fā)所需溫度。 4.標準摩爾生成自由能 在某溫度下，由處于標準態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某純物質(zhì)的自 KJ/mol。表示為G(T), 單位：由能變，叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成自由能mf 值可查附錄表，此時溫度可省略。常見化合物的G(298K)mf G=0。由定義可知，最穩(wěn)定單質(zhì)的mf G（生成物）G（反應(yīng)物）反應(yīng)的標準摩爾自由能變： Gmiiffrmm G去判斷反應(yīng)在標準態(tài)及恒溫恒壓下是否能反應(yīng)。通過查表，再根據(jù)上式計算出mr 。利用吉布斯方程可以計算任意溫度時的G(T)mf 這一判據(jù)如何求得呢？當各物質(zhì)不是處于標準態(tài)時GhH(g) g

29、G(g)hH(aq) aA(g)如：aA(aq)bB(aq)gG(aq)bB(g) J為某時刻的反應(yīng)商【生成物濃度（壓力）方次乘積與反應(yīng)物濃度（壓力）方次乘積之比】：設(shè)ghabghab /P JJcPcP /ccPBcpAGAHBHGG稱化學(xué)反應(yīng)等溫式)利用此式，可以在已知某反應(yīng)GG+RTlnJ(則化學(xué)熱力學(xué)中有如下關(guān)系式：mmmrrr G。的基礎(chǔ)上，求出非標準態(tài)時的mrGibbs自由能變判據(jù)與反應(yīng)商判據(jù)： RTLnJ GG代入G根據(jù)K可計算出G =值.將mmmrrrmr得出G=-RTLnK+RTLnJ=RTLnJ/K mrJKG0，反應(yīng)正向進行；JKG=0，反應(yīng)處于平行；JKG0，反應(yīng)逆向進

30、行。 G經(jīng)驗判據(jù)： mr-1-1 ，反應(yīng)多半逆向進行；-40kJmolG-40kJmol，反應(yīng)多半正向進行； Gmmrr-1-1 判定。GG40kJmol反應(yīng)方向要用-40kJmolmmrr 化學(xué)反應(yīng)進行的限度四、時，反應(yīng)達到平衡，正反應(yīng)進行到最大限度，0可知：當G根據(jù)化學(xué)反應(yīng)等溫式GG+RTlnJmrrrmm 各物質(zhì)的量不再改變，此時的反應(yīng)商為一常數(shù)，J=K 稱平衡常數(shù)。 顯然，平衡常數(shù)越大，反應(yīng)進行的程度越大。/RT G或lnK0GRTlnK+RTlnKG由0Gmmmmrrrr K越大，反應(yīng)程度越大?？梢?，G越負，mrRTlnKc. ；對液態(tài)反應(yīng)GGRTlnKp注意：對氣態(tài)反應(yīng)mmrr 因

31、聚集狀態(tài)不同，K、K數(shù)值不同。 pcSGTH(T) 吉布斯方程(T) - (T)= 結(jié)合mmrrmr(T) RTlnK(T)和化學(xué)反應(yīng)等溫式GmrSHT(T) (T) = (T) - 得出RTlnKmmrr?H(T)?S(T) ?mmrr?T)?lnK( RRT?(298)?S(298)?H 在溫度變化范圍不大時：?mrmr?TlnK()? RRTlnK與1/T呈直線關(guān)系。 參考.學(xué)習(xí). . . . ?(298)(298)?S?H : 當溫度為T時?mmrr?lnK?(T)1 1RRT1?(298)?S?H(298) 當溫度為T時:?mmrr?T()?lnK2 2RTR2?H(298)?H(2

32、98)TK(T)?T11 兩式相減得：gmrmr122?ln? ?K(T)RTTRT?T?21211?KK減小。 ,結(jié)論：吸熱反應(yīng),溫度升高,溫度升高, 增大；放熱反應(yīng)這與化學(xué)平衡得出的結(jié)論是一致的。 第三章. 化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)及化學(xué)平衡 31.化學(xué)反應(yīng)速率 311. 概念 一、 化學(xué)反應(yīng)速率 化學(xué)反應(yīng)速率是指在一定條件下，某化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾?。對恒容反?yīng)來說，通常以單位時間內(nèi)某反應(yīng)物濃度的減少或某生成物濃度的增加來表示。用v表示。vC/t。 時間t的單位可以是秒（s）、分（min）或小時（hr）；濃度為體積摩爾濃度。 注意： 1、 在表示反應(yīng)速率時，須注明是用哪種物質(zhì)表示的。

33、只要知道其中一種物質(zhì)表示的速率，就可推知用其他物質(zhì)表示的速率；它們的速率比，等于反應(yīng)式中分子式前的系數(shù)比。一般常選用濃度變化容易測定的物質(zhì)來表示化學(xué)反應(yīng)速率。 2、 上面表示的反應(yīng)速率是在某一段時間內(nèi)的平均速率，并不代表反應(yīng)的真實速率。 間隔時間越短，越接近真實速率瞬間速率，即：v-dc/dt。（速率是正值，c減少，AA要加負號。） 瞬間速率只能通過作圖求得。 注意：在比較反應(yīng)速率時，(物質(zhì)、濃度、時間)各因素要保持一致。 3、 若用反應(yīng)進度表示反應(yīng)速率，則：vd/Vdtdc/dt.此時的反應(yīng)速率對某反應(yīng)式而言是唯一的。 二、 反應(yīng)機理 反應(yīng)機理：就是反應(yīng)所經(jīng)歷的途經(jīng)或反應(yīng)歷程。 經(jīng)過一步就完

34、成的化學(xué)反應(yīng)稱基元反應(yīng)；由兩個或兩個以上基元反應(yīng)所組成的化學(xué)反應(yīng)（即經(jīng)過兩步或兩步以上才完成的反應(yīng)）叫復(fù)雜反應(yīng)（或非基元反應(yīng)）。 如 NO+CON O+CO 一步完成，為基元反應(yīng)。 22而 2NO+HN+2HO 222 快慢 N+HO HO+H 2H 其機理為 2NO+ HO 22222222 由兩個基元反應(yīng)組成，為復(fù)雜反應(yīng)。 復(fù)雜反應(yīng)的速率實際上是由最慢的這個基元反應(yīng)速率決定的。這個決定復(fù)雜反應(yīng)速率的基元反應(yīng)叫定速步驟。上例非基元反應(yīng)中的第一步最慢，為定速步驟。 312 反應(yīng)速率理論 一、 有效碰撞理論 該理論是建立在氣體分子運動論基礎(chǔ)上的。它認為：發(fā)生化學(xué)反應(yīng)是由于反應(yīng)物分子發(fā)生碰撞引起的

35、。但并非所有的反應(yīng)物分子經(jīng)過碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，只有那些具有足夠能量的分子經(jīng)過碰撞才能發(fā)生反應(yīng)。 能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞叫有效碰撞。 能發(fā)生有效碰撞的分子叫活化分子。 要發(fā)生有效碰撞必須具備兩個條件： 分子必須具有足夠能量。 碰撞須有一定的取向。 正因為這兩個條件的限制，反應(yīng)速率顯然不能與分子碰撞的頻率相比。 能發(fā)生有效碰撞的分子是活化分子，而活化分子具有的能量是不同的，但是它起碼要具備能發(fā) 參考.學(xué)習(xí). . . . 生化學(xué)反應(yīng)的臨界能量。 活化能：活化分子所具備的最低能量（Ec）與反應(yīng)物分子平均能量（E）之差。 Ea=EcE均 均一般化學(xué)反應(yīng)的活化能都處于60250KJ/mol。 當Ea42

36、 KJ/mol時，反應(yīng)速率很快，瞬間進行；當Ea420 KJ/mol時，反應(yīng)速率很慢，無法覺察。 二、 過渡態(tài)理論(過渡態(tài)理論) 過渡態(tài)理論指出：盡管有效碰撞可以發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，但化學(xué)反應(yīng)并不是通過簡單碰撞就完成的，反應(yīng)物分子通過有效碰撞首先要形成一種過渡態(tài)的物質(zhì)，叫活化配合物。活化配合物形成的過程就是反應(yīng)物舊的化學(xué)鍵被削弱破壞，而新的化學(xué)鍵形成的過程，它的壽命是短暫的，一旦新的化學(xué)鍵形成，就變成了生成物。 由穩(wěn)定狀態(tài)的分子變?yōu)榛罨浜衔锏倪^程叫活化過程。 活化過程所吸收的能量，即活化配合物的能量與反應(yīng)物分子平均能量之差叫活化能。 反應(yīng)物分子發(fā)生有效碰撞后，分子的大部分動能都轉(zhuǎn)變?yōu)榛罨浜衔锏膬?nèi)

37、能（勢能），這部分能量被用于破壞原有的化學(xué)鍵；當舊鍵破壞后，又形成了新鍵，并放出一定的能量，這部分能量等于活化配合物與生成物分子平均能量之差（即為生成物發(fā)生逆反應(yīng)的活化能）。顯然，鍵能越大，破壞所需的能量越大，活化能越大。而化學(xué)鍵的鍵能顯然又與物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)有關(guān)，活化能與物質(zhì)結(jié)構(gòu)有關(guān)。 過渡態(tài)理論揭示了活化能的實質(zhì)。說明活化能是決定反應(yīng)速率大小的內(nèi)在因素。不同的反應(yīng)，由于反應(yīng)物的結(jié)構(gòu)不同，化學(xué)鍵不同，活化能不同，結(jié)果反應(yīng)速率不同。 由過渡態(tài)理論可以看出：化學(xué)反應(yīng)速率決定于活化配合物的生成速率，活化能低，有利于活化過程。可提高活化配合物生成速率。 此外，過渡態(tài)理論還可解釋以下幾個問題： 化學(xué)反應(yīng)

38、的能量變化。 HE（正）E(逆). aar即：當E（正）E(逆).時，為放熱反應(yīng) H0；當E（正）E(逆).時，為吸熱反應(yīng)Hraaraa0。 化學(xué)反應(yīng)的可逆性?；罨浜衔锊环€(wěn)定，它可很快分解為生成物分子；而生成物分子同樣可發(fā)生有效碰撞，生成活 化配合物，再分解為反應(yīng)物分子，放出正反應(yīng)的活化能。 升溫同樣可加快放熱反應(yīng)的速率 放熱或吸熱是反應(yīng)的最終結(jié)果，放熱反應(yīng)并非反應(yīng)不需要能量，它同樣要先生成活化配合物。 影響化學(xué)反應(yīng)速率的外部因素13. 3 度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響（質(zhì)量作用定律）一、 濃 、定義：1在一定溫度下，基元反應(yīng)的反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比（冪次等于反應(yīng)式中，反應(yīng)物 ，這就是

39、質(zhì)量作用定律。分子式前的系數(shù)）nmc?k?cv該式稱（經(jīng)驗）速率pD+qE 其質(zhì)量作用定律的數(shù)學(xué)表達式為：mA+nB對基元反應(yīng)AcB 方程。kv其特點。； 為速率常數(shù)（或比速率）c為反應(yīng)的瞬時速率；為體積摩爾濃度（為瞬時濃度）c 如下：k（即反應(yīng)物為單位濃度）時的反應(yīng)速率，又稱為比速常數(shù)1表示在一定 溫度下，濃度都是c 或比速率。vk 有關(guān)。值，其單位與方次(m+n)求得可用 ?kc cnmc?cBAkk 不同，與濃度無關(guān)，但隨溫度的改變而改變。不同反應(yīng)的cc 參考.學(xué)習(xí). . . . 2、（質(zhì)量作用定律）使用注意事項： 它僅適用于基元反應(yīng)或復(fù)雜反應(yīng)中的定速步驟，不適用于復(fù)雜反應(yīng)。 mn，但與

40、的數(shù)值是不同的。對于氣體反應(yīng)，質(zhì)量作用定律可用氣體分壓表示： kkPv?k?P?BPACP如果反應(yīng)物中有固體、純液態(tài)、稀溶液的溶劑（如水）參加反應(yīng)，而且它們又不與其他物質(zhì)互溶，則可視其濃度在反應(yīng)前后不變，而不必寫入速率方程中。 注意：對于多相反應(yīng)，由于反應(yīng)在相界面上進行，因此多相反應(yīng)的反應(yīng)速率還與反應(yīng)界面（即接觸面積）的大小有關(guān)，這在速率方程式中是被忽略掉的（即溫度、粉碎度一定時可忽略之）。 3、（質(zhì)量作用定律的）意義： 、cvk，、cv。c時的，即可求得 時的瞬時速率進而求出任意瞬時濃度 當知道cnm?ccv?k?BAB11cA1BcA 在速率方程式中，各濃度指數(shù)之和叫反應(yīng)級數(shù)。 ,該反應(yīng)對

41、來說為一級反應(yīng)，對B為二級反應(yīng)，對整個反應(yīng)來說是三級反應(yīng)。如： 2cc?k?vBAc注意：只有基元反應(yīng)，其反應(yīng)級數(shù)才與反應(yīng)式中各反應(yīng)物分子式前系數(shù)一致；對于復(fù)雜反應(yīng)來說，其反應(yīng)級數(shù)與反應(yīng)物分子式前的系數(shù)就不一定一致了，它的速率決定于定速步驟，其反應(yīng)速率方程式也決定于定速步驟。 如果我們通過實驗測得的反應(yīng)級數(shù)與根據(jù)反應(yīng)式計算的反應(yīng)級數(shù)不一致，就可斷定反應(yīng)是復(fù)雜反應(yīng)，而且通過測得的反應(yīng)級數(shù)，能幫助我們研究反應(yīng)機理。 要注意：反應(yīng)分子數(shù)只能為1、2、3、n幾個整數(shù)，而反應(yīng)級數(shù)除整數(shù)外，還可以是0，也可以是分數(shù)。 不能將反應(yīng)級數(shù)看成反應(yīng)分子數(shù)。 一個合理的反應(yīng)機理應(yīng)滿足： 1. 全部基元反應(yīng)的加和應(yīng)為

42、化學(xué)計量反應(yīng)方程式； 2.由反應(yīng)機理得出的速率方程應(yīng)與實驗所得一致 二、 溫度對反應(yīng)速率的影響（阿倫尼烏斯公式） 由于活化配合物的生成速率決定于單位時間內(nèi)有效碰撞次數(shù)，隨溫度升高，單位時間內(nèi)有效碰撞次數(shù)增加了，反應(yīng)速率增大了。 mn?cv?k?c，決定，就可表示出速率的大小。當濃度一定時， vkkABEa? 阿侖尼烏斯通過大量實驗總結(jié)出一個公式：阿侖尼烏斯公式。eA?k?RT是REa是活化能；其中A是反應(yīng)的特征常數(shù)，與分子結(jié)構(gòu)有關(guān)，影響著分子的定向碰撞次數(shù)； 上式可轉(zhuǎn)變?yōu)椋簹怏w摩爾常數(shù)；e為自然對數(shù)的底數(shù)。1?klgEaEa與的直線方程。 則，這實際上是，設(shè)?lgk?k?lgk?lg,lgk?

43、 T 00TRT2.303RT2.303 如果為斜率、為截距。?1T與可通過，就可算出不同溫度的關(guān)系繪出直線，通過直線算出和，再代入klg?lgk TTEak即可算出Ea時的值。值；同時由于測得了，代入 ? R.3032三、 催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響 能改變反應(yīng)速率，反應(yīng)前后自身的組成、數(shù)量及化學(xué)性質(zhì)都不發(fā)生變化的物質(zhì)叫催化劑。改變反應(yīng)速率的作用叫催化作用。 加快反應(yīng)速率的叫正催化劑；延緩反應(yīng)速率的叫負催化劑。我們研究的一般都是正催化劑。 通過對催化原理的研究可以知道：催化劑是參與了反應(yīng)的。它通過參加反應(yīng)，改變了反應(yīng)途經(jīng)，它在一個反應(yīng)中被消耗掉，又在另一個反應(yīng)中生出來（且數(shù)量組成一點未變）。

44、它通過改變反應(yīng)途經(jīng)， 參考.學(xué)習(xí). . . . 降低了反應(yīng)的活化能，使反應(yīng)沿著活化能較小的途經(jīng)進行，從而提高了反應(yīng)速率。 催化劑的催化特點如下： 它通過改變反應(yīng)機理，從而降低活化能，進而提高了反應(yīng)速率；但它不能改變反應(yīng)的熱效應(yīng)、反應(yīng)方向及限度。 對同一可逆反應(yīng)來說：催化劑等值地降低了正逆反應(yīng)的活化能。 它對反應(yīng)速率的影響是驚人的，遠超過了溫度、濃度的影響。 催化劑有其特殊的選擇性，一種催化劑只對某一種或某一類反應(yīng)能起催化作用。 催化劑只能對能起反應(yīng)的反應(yīng)起催化作用；對不起反應(yīng)的，它是無能為力的。 催化反應(yīng)有多種形式，如：?均相催化、多相催化、酶催化等。 32.化學(xué)平衡 321. 化學(xué)平衡的特征

45、 一、化學(xué)反應(yīng)的可逆性 在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進行，又能向逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)叫可逆反應(yīng)。 可逆性是化學(xué)反應(yīng)的普遍特征。所有的反應(yīng)都要先生成活化配合物，而活化配合物既可分解成生成物，又可分解為反應(yīng)物，幾乎所有的反應(yīng)都具有可逆性，只不過反應(yīng)程度不同而已。 化學(xué)平衡是對可逆反應(yīng)而言的。當既有正反應(yīng)、又有逆反應(yīng)的時候，顯然，單向反應(yīng)速率就不能表示反應(yīng)的限度了。 在一定條件下的密閉容器中，正逆反應(yīng)速率相等時體系所處的狀態(tài)叫化學(xué)平衡。 二、化學(xué)平衡的特征 達到化學(xué)平衡時，體系中各物質(zhì)的量將不隨時間而變。 化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡 化學(xué)平衡是有條件的、相對的、暫時的。 達到化學(xué)平衡時，正反應(yīng)進行到最

46、大程度，轉(zhuǎn)化率最高。 5. 平衡組成與達到平衡的途徑無關(guān) 322. 化學(xué)平衡常數(shù) 一、化學(xué)平衡定律： 在一定溫度下，可逆反應(yīng)達到平衡時，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比等于常數(shù)。 對于基元反應(yīng)aA+bB?dD+eE abv?k?c?c 根據(jù)質(zhì)量作用定律： BA?dev?k?c?cE?Ddekc?c，達到平衡時： ， v?vabdeE?DK?c?ck?c?k?c? EBcD?Abacc?kBA?de?ccK； 叫（濃度平衡常數(shù)），其表達式就是DE?KC cabc?cBAdeP?P如果是氣體反應(yīng)，則用分壓比代替濃度比 稱（分壓平衡常數(shù)）。 ED?K PbaP?P BAKK數(shù)值是不同的。與

47、 PcnT?n?R?P?V 根據(jù)分壓定律：，AT?RT?R?P?cATA AAVTdec?c ，n?)(a?b)d(?eED)R?)?RTT?K?K(? cPbac?cBA ，即為平衡常數(shù)表達式中生成物濃度指數(shù)之和減去反應(yīng)物濃度指數(shù)之和。 )b?()?(n?de?a 參考.學(xué)習(xí). . . . 但習(xí)慣上不寫出。 注意：與一般有單位，除非表達式中分子、分母的量綱恰好消去KK)o?n?(CP 量綱。 二、標準平衡常數(shù)為單位）先除以標準態(tài)壓力（以 在計算平衡常數(shù)時，若組分以氣體形式存在，其平衡后PaPi:?1?，這樣所得；若組分以溶液形式存在，則其平衡濃度先除以標準濃度)100KPa)mol?Cl(?

48、P1(CiccedED()?(? 述反應(yīng)式中： ； 稱數(shù)為標準平衡常數(shù)，用表示。 如上的平衡常K?cc?K cccbaBA)()? ?ccPPedED(?() 。?PP?K PPPbaAB)()? ?PP?KKKK 與（以同一反應(yīng)的atm與為單位）相比較，數(shù)值相同，但，無量綱。KPPcc x X (g)+ yY(aq)+zZ(l)?aA(g)bB(aq)+ cC(s) 而言：對于多相反應(yīng) ?XyYcXP? ?cP?K?baBAcP?cP?三、平衡常數(shù)及其表達式的意義 平衡常數(shù)是化學(xué)反應(yīng)的特征常數(shù)，即：不同的反應(yīng)K不同，K與溫度有關(guān)。 平衡常數(shù)的數(shù)值大小是反應(yīng)進行程度的標志。 K值越大，說明平衡

49、體系中生成物濃度越大、反應(yīng)物濃度越小。說明正反應(yīng)進行的趨勢、程度的，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大；反之，則進行程度小。 注意，我們是就一個反應(yīng)本身而言的。不同反應(yīng)，只有在K值表達式相似的情況下，才能根據(jù)K來比較其反應(yīng)程度，否則無意義。 平衡常數(shù)表達式，是一定溫度下體系達到平衡的標志，這個標志就是JK。 平衡常數(shù)表達式具有普遍的意義，它不僅適用于可逆反應(yīng)，同時也適用于一切可逆過程的動態(tài)平衡體系.如：相平衡、溶解平衡、電離平衡等。 書寫（平衡常數(shù)）K表達式應(yīng)注意的幾個問題. ? 化學(xué)平衡常數(shù)表達式與速率方程不同。 其一：速率方程式中的濃度可以是任意狀態(tài)的，但K表達式中濃度一定是平衡態(tài)的。 其二：速率方程式僅適

50、用于基元反應(yīng)（v表達式與其定速步驟有關(guān)），即與反應(yīng)機理有關(guān)；而平衡表達式僅表示在平衡時，反應(yīng)物與生成物濃度的關(guān)系，它只與反應(yīng)始終態(tài)有關(guān)，而不考慮反應(yīng)機理。 ? 化學(xué)平衡表達式與化學(xué)反應(yīng)方程式的表達式有關(guān)。同一反應(yīng)，反應(yīng)方程式表達式不同，K值不同。 ? 若反應(yīng)中有固體、純液體參加，則其濃度可視為不變，而不必列入表達式中。這與速率方程式的要求一致。 ? 若是稀溶液的反應(yīng)，如水溶液：水為反應(yīng)物或生成物，則水的濃度在反應(yīng)前后變化甚小，也不必寫入表達式中；但若為非水溶液，水做為反應(yīng)物或生成物，以及水做為氣體參與反應(yīng)，則需將其濃度寫入表達式中。 ? 若一個反應(yīng)可以表示為兩個或更多反應(yīng)之和，則總反應(yīng)的平衡常

51、數(shù)等于各分反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積。這就是多重平衡規(guī)則。 參考.學(xué)習(xí). . . . 注意：這不僅是指復(fù)雜反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各分步反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積；而且也指實際上總反應(yīng)可以不按這幾個分反應(yīng)進行，但只要這幾個分反應(yīng)之和等于總反應(yīng)。 說明：平衡常數(shù)只與始終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)機理無關(guān)。 323.化學(xué)平衡的計算 一、根據(jù)平衡濃度，求平衡常數(shù)K 二、根據(jù)平衡常數(shù)K，計算反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率（或） 某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率是指化學(xué)反應(yīng)達到平衡后，該反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物的百分數(shù)。 轉(zhuǎn)化率的大小，也表示了反應(yīng)進行的程度。 結(jié)論：a、只要物料比相同，則不論起始濃度多大，其轉(zhuǎn)化率是相同的。 b、增加某反應(yīng)物濃度，可以提高另一種反應(yīng)物

52、的轉(zhuǎn)化率。 ?B?nnBdef?eq0?100B%? Bn0計算時要注意以下幾點： 1. 平衡常數(shù)表達式要與反應(yīng)式相對應(yīng)。 2. 要區(qū)別起始濃度和平衡濃度。 3. 所給的條件若是物質(zhì)的量，則須換算成濃度或分壓再代入表達式。 4. 只有在反應(yīng)前后體積V不變的情況下，K可用摩爾比代替濃度比。 324.化學(xué)平衡的移動 由于反應(yīng)條件的改變，可逆反應(yīng)從一種條件下的平衡狀態(tài)，轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N條件下的平衡狀態(tài)的過程，稱平衡移動。 一、濃度對化學(xué)平衡的影響 在其它條件都不變的情況下，可逆反應(yīng)達到平衡時，增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動；反之，則向逆反應(yīng)方向移動。 要提高某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，首先可降低產(chǎn)物(生成物)的濃度C，? vv，正反應(yīng)繼續(xù)進行，正生逆使?；其次還可增加與其反應(yīng)物質(zhì)的濃