化学反应和能源MB课件

*1§4、3化学平衡和反应速率一、化学平衡和平衡常数二、平衡常数和温度的关系三、影响化学平衡移动的因素四、化学反应速率和催化剂45/75*1§4、3化学平衡和反应速率一、化学平衡和平衡常数二、*2一、化学平衡和平衡常数：1.化学平衡

一个化学反应aA+bB=yY+zZ进行到极限时，其△G=0，尽管微观上其正、逆反应绝不会停止，但在一定条件下，正、逆反应速率相等，此时系统所处的状态叫做化学平衡状态。化学平衡状态

宏观上平衡时其各组分的压力或浓度均不再改变45/75*2一、化学平衡和平衡常数：1.化学平衡一个*3处于平衡状态时，式中的反应商QP或Qc为一常数：KP，KC从热力学关系得到从实验测得热力学平衡常数标准平衡常数实验平衡常数实验条件和实际系统均非理想状态，二者存在差异。45/75*3处于平衡状态时，式中的反应商QP或Qc为一常数：KP，K*42.平衡常数的表达式aA(g)+bB(g)====gG(g)+dD(g)aA(aq)+bB(aq)====gG(aq)+dD(aq)=△G0+RTlnQP=△G0+RTlnQC45/75*42.平衡常数的表达式aA(g)+bB(g)*5平衡时：△G=0Q=常数——

用K表示。

0=△G+RTlnK

K——标准平衡常数，简称平衡常数。45/75*5平衡时：△G=0Q=常数——用K*6讨论

平衡常数表达式中不包括固体和纯液体（视为1）。

例：

CaCO3(S)=====CaO(S)+CO2(g)H2O====OH－

+H+45/75*6讨论平衡常数表达式中不包括固体和纯液体（视为1）。H*7例：

N2(g)+3H2(g)====2NH3(g)

平衡常数表达式与方程式的书写有关。1/2N2(g)+3/2H2(g)====NH3(g)2NH3(g)====N2(g)+3H2(g)

45/75*7例：N2(g)+3H2(g)====2*8二、平衡常数和温度的关系：

K

是温度的函数，与分压和浓度的变化无关。∵当温度变化时后一项可认为不变。∴△H(298)<0T↗

K↙△H(298)>0T↗K↗45/75*8二、平衡常数和温度的关系：K是温度的函数，与分*9例如：反应C(s)+CO2(g)＝2CO(g)的K与T的关系：T773.15873.15973.151073.15K3.24×10-37.6×10-20.896.6例如：反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)的K与T的关系：T473.15573.15673.15773.15K41.3×10-23.87×10-31.7×10-41.4×10-5△H(298)＞0T↗

K↗△H(298)＜0T↗

K↙45/75*9例如：反应C(s)+CO2(g)＝2CO(g)的K与T*10

K

的大小仅表示反应进行的程度，并不表示反应速度的快慢。

R

的取值：8.314J/mol.K、0.008314kJ/mol.K。

应用：定性判断，定量估算。45/75*10K的大小仅表示反应进行的程度，并不表示反应*11三、影响化学平衡移动的因素：平衡常数首先决定于反应。1.不同反应的平衡常数不同；2.对同一反应，若方程式的写法不一样，则它的平衡常数表达式不同，平衡常数值也不一样。

反应方程式中的计量数扩大或缩小几倍，相应地它的平衡常数的幂指数也要扩大或缩小几倍。

如果两个化学方程式相加或相减，则它们的平衡常数相乘或相除。多重平衡规则1.多重平衡规则45/75*11三、影响化学平衡移动的因素：平衡常数首先决定于反应。*12(1)H2(g)+1/2S2(g)====H2S(2)3H2(g)+SO2(g)====H2S(g)+2H2O(g)求:(3)4H2(g)+2SO2(g)====S2(g)+4H2O(g)

(2)×2－(1)×2=(3)式注意:例题：45/75*12(1)H2(g)+1/2S2(g)==*132.化学平衡移动1.对于确定反应方程式、确定温度的反应：改变各

组分的压力或浓度时，其平衡常数不变，但平衡要发生移动。2.对于确定反应方程式、确定温度的反应：如果不改变反应物或生成物的浓度或压力，仅仅通入不参与反应的气体或溶剂（例如惰气）实验表明，其平衡常数不会改变，平衡也不发生移动。3.温度不仅影响着平衡常数，而且还影响化学平衡的移动。45/75*132.化学平衡移动1.对于确定反应方程式、确定温度*14△H(298)<0，反应放热，T↗

K↙

反应物浓度或压力增大，即：平衡向反应物方向移动；△H(298)>0，反应吸热，T↗

K↗

平衡向生成物方向移动。反之，降低温度，平衡移动的方向也相反。

45/75*14△H(298)<0，反应放热，T↗K↙*15△G=－RTlnK+RTlnQ∴Q<K

△G<0正向

Q>K

△G>0逆向

Q=K

△G=0平衡注意:K

只是温度的函数。45/75*15△G=－RTlnK+RTlnQ∴Q*16

当系统达到平衡后，倘若改变平衡系统的条件之一（如温度、压力或浓度等），则平衡便要向消弱这种改变的方向移动。A.L.LeChatelier原理45/75勒夏特列原理*16当系统达到平衡后，倘若改变平衡系统的条件A*17外加例题

含有0.100mol/LAgNO3，0.100mol/LFe(NO3)2和0.0100mol/LFe(NO3)3

的溶液中发生如下反应:Fe2++Ag+=====Fe3++Ag250C时K0=2.98,求：(1)反应向哪个方向进行?(2)平衡时Fe2+

、Fe3+的浓度各是多少。∴

反应正向进行。解(1)45/75*17外加例题含有0.100mol/LAg*18(2)设平衡时又有Xmol/LFe3+生成:Fe2++Ag+=====Fe3++Ag始:0.1000.1000.0100平衡:0.100–X0.100–X0.0100+X

X=0.013mol/L45/75*18(2)设平衡时又有Xmol/LFe3+生成:*19

气体混合物处于平衡时，N2生成NH3的转化率将会发生什么变化？压缩混合气体______________;升高温度______________;引入H2______________;恒压下引入惰性气体______________;恒容下引入惰性气体______________;增加减少增加不变减少(4)混合气体(不包括惰性气体)的压力减少了。(5)体积没变混合气体(不包括惰性气体)的压力也没变。外加题45/75*19气体混合物处于平衡时，N2生成NH3的转化率将*20四、化学反应速率和催化剂：1.化学反应速率引入：化学反应热力学因素动力学因素常用溶液浓度随时间的变化率来表示反应的速率。

利用化学反应的反应进度随时间的变化率可以表示反应进行的快慢。45/75*20四、化学反应速率和催化剂：1.化学反应速率引入：*21物质B的物质的量的浓度物质B的化学计量数45/75*21物质B的物质的量的浓度物质B的化学计量数45/75*22

这种基于浓度的反应速率，对于任何一个反应，无论选择反应系统中的任何物质来表达反应速率，其反应速率v都是相同的。影响因素：1.与反应物本身的性质有关。2.与反应物浓度、反应时间、温度及反应所经历的过程，即反应历程有关。反应究竟按什么途径、经过哪些步骤，才转化为最终产物。45/75*22这种基于浓度的反应速率，对于影响因素：1.*23

分子中旧键的破裂和新键的形成过程，是一个比较复杂的过程。真正能弄清反应历程的反应还为数不多。定义：一步完成的反应称为元反应。元反应特点：反应速率与反应物的浓度（以反应物化学计量数为指数）的乘积成正比（质量作用定律）。基元反应非基元反应:

由多个基元反应组成的复合反应叫非基元反应。45/75*23分子中旧键的破裂和新键的形成过程，是一个真*24k表示反应物浓度为1mol·L-1时的反应速率大小。例如：元反应：C2H5Cl→C2H4+HCl，反应速率＝k·c(C2H5Cl)速率常数注意：

速率常数k与平衡常数K的区别。45/75*24k表示反应物浓度为1mol·L-1时的反应速率大小。例*25说明：1.反应速率是对单向反应而言。并且一般指的是正反应，并未涉及逆反应。2.对元反应来说，反应级数和参与反应的分子数是一致的。3.存在零级反应。4.一般的化学方程式所表示的化学反应都不是元反应，元反应是由实验确定的。5.一个化学反应的速率主要取决于最慢的一个元反应，所以可用其中最慢一步的元反应的反应速率来表示。45/75*25说明：1.反应速率是对单向反应而言。2.对元反应来*26+)慢快快基元反应:复合反应:实验结果:

υ——化学反应速率。

κ——速率常数。例如：

过二硫酸根45/75*26+)慢快快基元反应:复合反应:实验结果:υ——化学*27通式aA+bB===gG+dD基元反应:反应级数：

a+b非基元反应反应级数：

X+Y注意：

基元反应的反应级数为方程式中反应物前的系数。注意：非基元反应的反应级数只能通过实验测定。45/75*27通式aA+bB===gG+*289.研究基元反应的意义：

a：找出控制步骤，从本质上解决速度问题。

b：“半衰期”：6.k是指反应物浓度都是1mol/L时的反应速率，与浓度变化无关，是温度的函数。7.对有固体和纯液体参加的反应其浓度归到常数项中。

2Na+2H2O====2NaOH+H2

υ=κ此反应的速率与浓度无关→零级反应。8.只有基元反应才能根据反应方程式写出速率方程式，习惯上称为质量作用定律（速率正比于反应物浓度之积）。复合反应的速率方程式需通过实验测定。

给定量的反应物反应了一半所需的时间，记为t1/2

。45/75*289.研究基元反应的意义：6.k是指反应物浓度都是*29外加题当反应A2+B2===2AB的速率方程式为：时，此反应（）。一定是基元反应一定是非基元反应无法肯定是否是基元反应对A来说是二级反应C45/75*29外加题当反应A2+B2===2AB的速率方*302.活化能碰撞理论:有效碰撞：无效碰撞：活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差。45/75*302.活化能碰撞理论:有效碰撞：无效碰撞：活化分子*31过渡态理论:EⅠ：反应物分子的平均能量。EⅡ：生成物分子的平均能量。E*

：过渡态（活化态）分子的平均能量。Ea(正)=E*

－EⅠEa(逆)=E*

－EⅡ△H=Ea(正)－Ea(逆)过程能量EⅠEⅡE*过渡态Ea正Ea逆△H注意：

Ea(正)不一定大于

Ea(逆)

45/75*31过渡态理论:EⅠ：反应物分子的平均能量。Ea(正)=*32外加题

某一反应正反应的活化能为15kJ/mol，其逆反应的活化能是_______。

A：－15kJ/molB:＞15kJ/molC:＜15kJ/molD:无法判断DEⅠEⅡE*过渡态EaEa△H注意:这一点与△H不一样。45/75*32外加题某一反应正反应的活化能为15kJ*33(1)增大浓度（或气体压力）本质:

活化分子百分数没变,只是活化分子总数增加。

(2)升高温度

本质:

分子总数不变,但更多的分子成为活化分子。(3)降低活化能

本质:使更多的低能分子成为活化分子。加快反应速率增加活化分子总数本质3.提高化学反应速率的措施45/75*33(1)增大浓度（或气体压力）本质:活化分子百分数没*34影响多相反应速率的因素

系统中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分叫做相。相与相之间有明确的界面隔开。提高速率的本质：增大相与相之间的接触面。温度的影响和阿仑尼乌斯公式Arrhenius公式：45/75*34影响多相反应速率的因素系统中任何具有相同的物理性质*35k——速率常数。Ea——反应的活化能。A——指前因子。R——气体常数。8.314J.mol-1.K-1T——绝对温度。给定反应为常数45/75*35k——速率常数。给定反应为常数45/75*36lnk与1/T是直线关系：1/Tlnk斜率==lnk－45/75*36lnk与1/T是直线关系：1/Tlnk斜率=*37对阿仑尼乌斯公式的几点讨论：

比较公式

因为Ea

为正值，所以T升高k增大，化学反应速度加快。

k不仅与温度有关，而且与活化能有关。45/75*37对阿仑尼乌斯公式的几点讨论：比较公式因为Ea为正*38温度变化与反应速率变化的关系：对同一反应，当温度由T1T2时：当浓度不变时：—45/75*38温度变化与反应速率变化的关系：对同一反应，当温度由T1*39

参与化学反应并改变反应历程和反应速率，但不影响化学平衡，自身的化学组成、质量、性质在反应前后保持不变，其本质是降低反应的活化能。使k增大。v∝kEa(正)=E*

－EⅠE*E*EⅠ无催化剂有催化剂4.催化剂45/75*39参与化学反应并改变反应历程和反应速率*40

能加速反应速率的物质叫正催化剂，一般所谓的催化剂都是指正催化剂。分类：根据反应系统，催化反应可分为：多相催化；单相催化。单相催化：催化剂与反应介质为一均相，反应过程中形成中间产物后，系统仍为均相。多相催化：催化剂不溶于反应介质，多相催化的催化剂多为固相。正催化剂45/75*40能加速反应速率的物质叫正催化剂，一般分类*41

多相催化反应的反应介质：多为液相或气相；反应时反应物分子经过催化剂表面即相界时，通过吸附形成过渡状态，降低了反应的活化能，使反应速率常数变大，从而加速了化学反应的速率。REASON

多相催化作用，反应主要发生在相（催化剂）和相（反应介质）的界面上，因此催化剂的粉碎、分散程度，介质的扩散、流动程度都对催化作用起着重要的影响。45/75*41多相催化反应的反应介质：多为液相或气相；*42外加题对一个化学反应而言,下列说法正确的是______。△H

越负，其反应速率越快△G

越负，其反应速率越快活化能越大，其速率常数越大活化能越小，其速率常数越大D45/75*42外加题对一个化学反应而言,下列说法正确的是_____*43下列叙述正确的是______。吸热反应的活化能比放热反应的活化能高一个反应的反应速率与化学方程式中出现的全部作用物浓度都有关催化反应的速率与催化剂的浓度无关反应速率常数与作用物浓度无关D

加催化剂可使化学反应的下列物理量中哪一个发生改变？_____A.反应热B.平衡常数

C.反应的熵变D.速率常数D45/75*43下列叙述正确的是______。D加催化剂可使化学*44作业：P160:7、845/75*44作业：P160:7、845/75*45§4、4氧化还原反应和能源的开发利用一、氧化还原反应的能量变化二、原电池三、电极电势四、化学电源：五、能源的开发利用：四、化学电源五、能源的开发利用45/75*45§4、4氧化还原反应和能源的开发利用一、氧化还原反*46一、氧化还原反应的能量变化：

对于原电池反应，如果在能量转变过程中，化学能全部转变为电功，而没有其它的能量损耗，那么在等温定压条件下，摩尔吉布斯函数变等于原电池可能作的最大电功。即△G=Wmax

Wmax=－QE=－nFE45/75*46一、氧化还原反应的能量变化：对于原电池*47原电池的标准态:有关的离子浓度：1mol.L-1

压力：p=p=100kPa。标准态时：△G=－nFE△G=－nFEF——96485C.mol-1E——V

C×VJ∴此公式中△G的单位是：J.mol-1

45/75*47原电池的标准态:有关的离子浓度：1mol.L-1*48例:由热力学数据计算Zn+2H+===Zn2++H2△fG

29800－147.190kJ/mol根据：△G=－nFE△rG

298=－147.19kJ/mol45/75*48例:由热力学数据计算Zn+2H+=*49标准态时：△G=－nFE45/75*49标准态时：△G=－nFE45/75*50二、原电池：45/75*50二、原电池：45/75*51原电池的组成

Zn+Cu2+===Zn2++CuZnSO4CuSO4ZnCu电流计ee负极：Zn－2e===Zn2+正极：Cu2++2e===Cu+电对：氧化态/还原态例：

Zn2+/Zn、Cu2+/Cu电池符号：(－)ZnZnSO4CuSO4Cu(+)半电池符号：ZnZnSO4PtFe3+Fe2+45/75*51原电池的组成Zn+Cu2+===Zn2*52例1:根据反应式写出原电池图式(或符号)Fe2++Ag+===Fe3++Ag(－)PtFe3+Fe2+Ag+Ag(+)Cd+2H+(1.0mol/L)===Cd2+(1.0mol/L)+H2(101.325Pa)(－)CdCd2+(1.0mol/L)H+(1.0mol/L)H2(101.325Pa)Pt(+)例2:根据图式写出反应式:(－)PtH2(101.325Pa)H+(1.0mol/L)Cu2+Cu(+)H2(100KPa)+Cu2+===2H+(1.0mol/L)+CuFe2++MnO4+H+Fe3++Mn2++H2O-(－)PtFe3+Fe2+Pt(+)MnO4Mn2+H+-45/75*52例1:根据反应式写出原电池图式(或符号)Fe2+*53三、电极电势：电化学中规定:例1:怎样测(1)组装原电池:(2)用万能表确定正负极,Cu为正极，氢为负极。(3)测原电池的电动势。E=0.34VCu2+(1.0mol/L)CuH2(100kPa)H+(1.0mol/L)PtH+(1.0mol/L)PtH2(100KPa)H+(1.0mol/L)PtH2(H+(1.0mol/L)PtPtH21.概念45/75*53三、电极电势：电化学中规定:例1:怎样测(1)组装*54(4)计算电池反应:Cu2++H2===Cu+2H+45/75*54(4)计算电池反应:Cu2++H2=*55例:测(1)与标准氢电极组装原电池:Zn2+(1.0mol/L)ZnH2(100KPa)H+(1.0mol/L)PtH2(100KPa)H+(1.0mol/L)Pt(2)用万能表确定正负极,氢为正极，Zn为负极。(3)测原电池的电动势。E=0.76V(4)计算电池反应:Zn+2H+===Zn2++H245/75*55例:测(1)与标准氢电极组装原电池:Zn2+(*562.能斯特(Nernst)方程式（1）浓度对原电池电动势(E)的影响aA(aq)+bB(aq)====gG(aq)+dD(aq)

nFE=-nFE

+两边同除以–nF:E=E–45/75*562.能斯特(Nernst)方程式（1）浓度对原电*57aA(氧化态)+bB(还原态)====a′A(还原态)+b′B(氧化态)

=-（2）浓度对电极电势（）的影响45/75*57aA(氧化态)+bB(还原态)====*58浓度对电极电位的影响：浓度对原电池电动势的影响：E=E0–以上公式统称为Nernst方程式45/75*58浓度对电极电位的影响：浓度对原电池电动势的影响：E=*59对Nernst方程式的几点讨论:

与方程式书写无关，n和浓度的方次与方程式书写有关。例；Zn2++2e===Zn2Zn2++4e===2Zn45/75*59对Nernst方程式的几点讨论:与方*60

对有固体、纯液体参加反应不列入

Nernst方程式中，对气体用压力表示。例：Zn(S)+2H+(aq)===Zn2+(aq)+H2(g)

对有H+、OH-参加的反应，应列入

Nernst方程式中。这类反应介质对电极电位的影响较大。45/75*60对有固体、纯液体参加反应不列入Nernst方程式*61外加例题计算当pH=5，C(Cr3+)=10–6mol/LC()=0.01mol/L时=?45/75*61外加例题计算当pH=5，C(Cr3+)=10*623.电极电势的应用电极电位数值越大，其氧化态的氧化性越强，相对其还原态的还原性就越小。注意：判断含氧酸根的氧化性，要考虑介质的影响。对照附录6。氧化态+ne===还原态原则强氧化剂对应弱还原剂弱氧化剂对应强还原剂类似酸碱共轭关系。酸===质子+碱（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较45/75*623.电极电势的应用电极电位数值越大，其氧化态的氧化性*63例:

有一Br－和Cl－离子的混合溶液，它们的浓度均为1.0mol/L，现若使用1.0mol/LKMnO4

溶液只氧化Br－离子而不氧化Cl－问怎样控制pH值?(假定Mn2+

和其它单质均为标准态)查表:根据题意KMnO4

的电位应满足:1.065V1.36V45/75*63例:有一Br－和Cl－离子的混合溶液，它们的浓*641.065V1.065V∴pH<4.6945/75*641.065V1.065V∴pH<4.6945/7*651.36V同理:∴pH>1.47所以pH应控制在4.69＞pH＞1.471.474.69pH45/75*651.36V同理:∴pH>1.47所以pH应控制在*66（2）氧化还原反应方向的判断根据:△G=-nFE

若反应正向进行:△G<0E>045/75*66（2）氧化还原反应方向的判断根据:△G=-n*67（3）氧化还原反应进行的程度aA(aq)+bB(aq)====gG(aq)+dD(aq)

E=E0–∴平衡时:平衡时:E=0比较:45/75*67（3）氧化还原反应进行的程度aA(aq)+*68外加例题:根据反应Zn+CdSO4(0.50mol/L)====ZnSO4(1.0mol/L)+Cd写出原电池符号。(2)计算原电池的电动势。(3)计算电池反应的△G。(4)计算反应的平衡常数。查表:正极负极

解(1)(－)ZnZnSO4

(1.0mol/L)CdSO4(0.50mol/L)Cd(+)

(2)45/75*68外加例题:根据反应Zn+CdSO4(0*69(3)△G=－nFE=－2×96485×0.3513×10-3

=－67.8kJ/mol(4)K0=1.5×101245/75*69(3)△G=－nFE=－2×96485*70四、化学电源：化学电源按电极上的活性物质分一次电池:普通干电池。二次电池:铅酸蓄电池。化学电源按电解质形态、性质分碱性电池、酸性电池、中性电池有机电解质电池、固体电解质电池。化学电源按某些性质特点来分高容量电池、免维护电池、密封电池、防爆电池、扣式电池等。45/75*70四、化学电源：化学电源按电极上的活性物质分一次电池:*711.酸性电池(1)锌锰干电池:石墨棒(+)MnO2ZnCl2NH4ClH2O锌壳(－)负极：Zn－2e===Zn2+正极：2MnO2+2NH4++2e===2MnO(OH)+2NH3

电池符号:(－)ZnZnCl2、NH4Cl(糊状)MnO2C(+)E0=1.5VMn2O3+H2O45/75*711.酸性电池(1)锌锰干电池:石墨棒(+)MnO*72(2)铅酸蓄电池:负极：海绵状灰铅的铅板负极Pb-2e+===PbSO4正极：表面附一层二氧化铅的铅板正极

PbO2+4H++2e+===PbSO4+2H2O总反应式：PbO2+Pb+2H2SO4===2PbSO4+2H2O电池符号(－)PbH2SO4

(1.25~1.30g/cm-3)PbO2(+)E=2.0V注意：充电时为逆反应：45/75*72(2)铅酸蓄电池:负极：海绵状灰铅的铅板负极*732.碱性电池(1)镉镍电池:(普通充电电池)负极：Cd+2OH－－2e===Cd(OH)2正极：2NiO(OH)+2H2O+2e===2Ni(OH)2+2OH－

Cd+2NiO(OH)+2H2O===2Ni(OH)2+Cd(OH)2注意：充电时为逆反应。(1)镉镍电池:E≈1.3V电池符号(－)CdKOH(1.19~1.21g/cm-3)2NiO(OH)(+)45/75*732.碱性电池(1)镉镍电池:(普通充电电池)负极*74(2)锌汞电池(钮扣电池)(－)Zn(Hg)[Zn(OH)4]2-HgOHg(+)3.燃料电池(－)CKOH(aq)H2C(+)O245/75*74(2)锌汞电池(钮扣电池)(－)Zn(Hg)[Z*75作业：P175：2、3、4、5、6、7、845/75*75作业：P175：2、3、4、5、6、7、845/75*76§4、3化学平衡和反应速率一、化学平衡和平衡常数二、平衡常数和温度的关系三、影响化学平衡移动的因素四、化学反应速率和催化剂45/75*1§4、3化学平衡和反应速率一、化学平衡和平衡常数二、*77一、化学平衡和平衡常数：1.化学平衡

一个化学反应aA+bB=yY+zZ进行到极限时，其△G=0，尽管微观上其正、逆反应绝不会停止，但在一定条件下，正、逆反应速率相等，此时系统所处的状态叫做化学平衡状态。化学平衡状态

宏观上平衡时其各组分的压力或浓度均不再改变45/75*2一、化学平衡和平衡常数：1.化学平衡一个*78处于平衡状态时，式中的反应商QP或Qc为一常数：KP，KC从热力学关系得到从实验测得热力学平衡常数标准平衡常数实验平衡常数实验条件和实际系统均非理想状态，二者存在差异。45/75*3处于平衡状态时，式中的反应商QP或Qc为一常数：KP，K*792.平衡常数的表达式aA(g)+bB(g)====gG(g)+dD(g)aA(aq)+bB(aq)====gG(aq)+dD(aq)=△G0+RTlnQP=△G0+RTlnQC45/75*42.平衡常数的表达式aA(g)+bB(g)*80平衡时：△G=0Q=常数——

用K表示。

0=△G+RTlnK

K——标准平衡常数，简称平衡常数。45/75*5平衡时：△G=0Q=常数——用K*81讨论

平衡常数表达式中不包括固体和纯液体（视为1）。

例：

CaCO3(S)=====CaO(S)+CO2(g)H2O====OH－

+H+45/75*6讨论平衡常数表达式中不包括固体和纯液体（视为1）。H*82例：

N2(g)+3H2(g)====2NH3(g)

平衡常数表达式与方程式的书写有关。1/2N2(g)+3/2H2(g)====NH3(g)2NH3(g)====N2(g)+3H2(g)

45/75*7例：N2(g)+3H2(g)====2*83二、平衡常数和温度的关系：

K

是温度的函数，与分压和浓度的变化无关。∵当温度变化时后一项可认为不变。∴△H(298)<0T↗

K↙△H(298)>0T↗K↗45/75*8二、平衡常数和温度的关系：K是温度的函数，与分*84例如：反应C(s)+CO2(g)＝2CO(g)的K与T的关系：T773.15873.15973.151073.15K3.24×10-37.6×10-20.896.6例如：反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)的K与T的关系：T473.15573.15673.15773.15K41.3×10-23.87×10-31.7×10-41.4×10-5△H(298)＞0T↗

K↗△H(298)＜0T↗

K↙45/75*9例如：反应C(s)+CO2(g)＝2CO(g)的K与T*85

K

的大小仅表示反应进行的程度，并不表示反应速度的快慢。

R

的取值：8.314J/mol.K、0.008314kJ/mol.K。

应用：定性判断，定量估算。45/75*10K的大小仅表示反应进行的程度，并不表示反应*86三、影响化学平衡移动的因素：平衡常数首先决定于反应。1.不同反应的平衡常数不同；2.对同一反应，若方程式的写法不一样，则它的平衡常数表达式不同，平衡常数值也不一样。

反应方程式中的计量数扩大或缩小几倍，相应地它的平衡常数的幂指数也要扩大或缩小几倍。

如果两个化学方程式相加或相减，则它们的平衡常数相乘或相除。多重平衡规则1.多重平衡规则45/75*11三、影响化学平衡移动的因素：平衡常数首先决定于反应。*87(1)H2(g)+1/2S2(g)====H2S(2)3H2(g)+SO2(g)====H2S(g)+2H2O(g)求:(3)4H2(g)+2SO2(g)====S2(g)+4H2O(g)

(2)×2－(1)×2=(3)式注意:例题：45/75*12(1)H2(g)+1/2S2(g)==*882.化学平衡移动1.对于确定反应方程式、确定温度的反应：改变各

组分的压力或浓度时，其平衡常数不变，但平衡要发生移动。2.对于确定反应方程式、确定温度的反应：如果不改变反应物或生成物的浓度或压力，仅仅通入不参与反应的气体或溶剂（例如惰气）实验表明，其平衡常数不会改变，平衡也不发生移动。3.温度不仅影响着平衡常数，而且还影响化学平衡的移动。45/75*132.化学平衡移动1.对于确定反应方程式、确定温度*89△H(298)<0，反应放热，T↗

K↙

反应物浓度或压力增大，即：平衡向反应物方向移动；△H(298)>0，反应吸热，T↗

K↗

平衡向生成物方向移动。反之，降低温度，平衡移动的方向也相反。

45/75*14△H(298)<0，反应放热，T↗K↙*90△G=－RTlnK+RTlnQ∴Q<K

△G<0正向

Q>K

△G>0逆向

Q=K

△G=0平衡注意:K

只是温度的函数。45/75*15△G=－RTlnK+RTlnQ∴Q*91

当系统达到平衡后，倘若改变平衡系统的条件之一（如温度、压力或浓度等），则平衡便要向消弱这种改变的方向移动。A.L.LeChatelier原理45/75勒夏特列原理*16当系统达到平衡后，倘若改变平衡系统的条件A*92外加例题

含有0.100mol/LAgNO3，0.100mol/LFe(NO3)2和0.0100mol/LFe(NO3)3

的溶液中发生如下反应:Fe2++Ag+=====Fe3++Ag250C时K0=2.98,求：(1)反应向哪个方向进行?(2)平衡时Fe2+

、Fe3+的浓度各是多少。∴

反应正向进行。解(1)45/75*17外加例题含有0.100mol/LAg*93(2)设平衡时又有Xmol/LFe3+生成:Fe2++Ag+=====Fe3++Ag始:0.1000.1000.0100平衡:0.100–X0.100–X0.0100+X

X=0.013mol/L45/75*18(2)设平衡时又有Xmol/LFe3+生成:*94

气体混合物处于平衡时，N2生成NH3的转化率将会发生什么变化？压缩混合气体______________;升高温度______________;引入H2______________;恒压下引入惰性气体______________;恒容下引入惰性气体______________;增加减少增加不变减少(4)混合气体(不包括惰性气体)的压力减少了。(5)体积没变混合气体(不包括惰性气体)的压力也没变。外加题45/75*19气体混合物处于平衡时，N2生成NH3的转化率将*95四、化学反应速率和催化剂：1.化学反应速率引入：化学反应热力学因素动力学因素常用溶液浓度随时间的变化率来表示反应的速率。

利用化学反应的反应进度随时间的变化率可以表示反应进行的快慢。45/75*20四、化学反应速率和催化剂：1.化学反应速率引入：*96物质B的物质的量的浓度物质B的化学计量数45/75*21物质B的物质的量的浓度物质B的化学计量数45/75*97

这种基于浓度的反应速率，对于任何一个反应，无论选择反应系统中的任何物质来表达反应速率，其反应速率v都是相同的。影响因素：1.与反应物本身的性质有关。2.与反应物浓度、反应时间、温度及反应所经历的过程，即反应历程有关。反应究竟按什么途径、经过哪些步骤，才转化为最终产物。45/75*22这种基于浓度的反应速率，对于影响因素：1.*98

分子中旧键的破裂和新键的形成过程，是一个比较复杂的过程。真正能弄清反应历程的反应还为数不多。定义：一步完成的反应称为元反应。元反应特点：反应速率与反应物的浓度（以反应物化学计量数为指数）的乘积成正比（质量作用定律）。基元反应非基元反应:

由多个基元反应组成的复合反应叫非基元反应。45/75*23分子中旧键的破裂和新键的形成过程，是一个真*99k表示反应物浓度为1mol·L-1时的反应速率大小。例如：元反应：C2H5Cl→C2H4+HCl，反应速率＝k·c(C2H5Cl)速率常数注意：

速率常数k与平衡常数K的区别。45/75*24k表示反应物浓度为1mol·L-1时的反应速率大小。例*100说明：1.反应速率是对单向反应而言。并且一般指的是正反应，并未涉及逆反应。2.对元反应来说，反应级数和参与反应的分子数是一致的。3.存在零级反应。4.一般的化学方程式所表示的化学反应都不是元反应，元反应是由实验确定的。5.一个化学反应的速率主要取决于最慢的一个元反应，所以可用其中最慢一步的元反应的反应速率来表示。45/75*25说明：1.反应速率是对单向反应而言。2.对元反应来*101+)慢快快基元反应:复合反应:实验结果:

υ——化学反应速率。

κ——速率常数。例如：

过二硫酸根45/75*26+)慢快快基元反应:复合反应:实验结果:υ——化学*102通式aA+bB===gG+dD基元反应:反应级数：

a+b非基元反应反应级数：

X+Y注意：

基元反应的反应级数为方程式中反应物前的系数。注意：非基元反应的反应级数只能通过实验测定。45/75*27通式aA+bB===gG+*1039.研究基元反应的意义：

a：找出控制步骤，从本质上解决速度问题。

b：“半衰期”：6.k是指反应物浓度都是1mol/L时的反应速率，与浓度变化无关，是温度的函数。7.对有固体和纯液体参加的反应其浓度归到常数项中。

2Na+2H2O====2NaOH+H2

υ=κ此反应的速率与浓度无关→零级反应。8.只有基元反应才能根据反应方程式写出速率方程式，习惯上称为质量作用定律（速率正比于反应物浓度之积）。复合反应的速率方程式需通过实验测定。

给定量的反应物反应了一半所需的时间，记为t1/2

。45/75*289.研究基元反应的意义：6.k是指反应物浓度都是*104外加题当反应A2+B2===2AB的速率方程式为：时，此反应（）。一定是基元反应一定是非基元反应无法肯定是否是基元反应对A来说是二级反应C45/75*29外加题当反应A2+B2===2AB的速率方*1052.活化能碰撞理论:有效碰撞：无效碰撞：活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差。45/75*302.活化能碰撞理论:有效碰撞：无效碰撞：活化分子*106过渡态理论:EⅠ：反应物分子的平均能量。EⅡ：生成物分子的平均能量。E*

：过渡态（活化态）分子的平均能量。Ea(正)=E*

－EⅠEa(逆)=E*

－EⅡ△H=Ea(正)－Ea(逆)过程能量EⅠEⅡE*过渡态Ea正Ea逆△H注意：

Ea(正)不一定大于

Ea(逆)

45/75*31过渡态理论:EⅠ：反应物分子的平均能量。Ea(正)=*107外加题

某一反应正反应的活化能为15kJ/mol，其逆反应的活化能是_______。

A：－15kJ/molB:＞15kJ/molC:＜15kJ/molD:无法判断DEⅠEⅡE*过渡态EaEa△H注意:这一点与△H不一样。45/75*32外加题某一反应正反应的活化能为15kJ*108(1)增大浓度（或气体压力）本质:

活化分子百分数没变,只是活化分子总数增加。

(2)升高温度

本质:

分子总数不变,但更多的分子成为活化分子。(3)降低活化能

本质:使更多的低能分子成为活化分子。加快反应速率增加活化分子总数本质3.提高化学反应速率的措施45/75*33(1)增大浓度（或气体压力）本质:活化分子百分数没*109影响多相反应速率的因素

系统中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分叫做相。相与相之间有明确的界面隔开。提高速率的本质：增大相与相之间的接触面。温度的影响和阿仑尼乌斯公式Arrhenius公式：45/75*34影响多相反应速率的因素系统中任何具有相同的物理性质*110k——速率常数。Ea——反应的活化能。A——指前因子。R——气体常数。8.314J.mol-1.K-1T——绝对温度。给定反应为常数45/75*35k——速率常数。给定反应为常数45/75*111lnk与1/T是直线关系：1/Tlnk斜率==lnk－45/75*36lnk与1/T是直线关系：1/Tlnk斜率=*112对阿仑尼乌斯公式的几点讨论：

比较公式

因为Ea

为正值，所以T升高k增大，化学反应速度加快。

k不仅与温度有关，而且与活化能有关。45/75*37对阿仑尼乌斯公式的几点讨论：比较公式因为Ea为正*113温度变化与反应速率变化的关系：对同一反应，当温度由T1T2时：当浓度不变时：—45/75*38温度变化与反应速率变化的关系：对同一反应，当温度由T1*114

参与化学反应并改变反应历程和反应速率，但不影响化学平衡，自身的化学组成、质量、性质在反应前后保持不变，其本质是降低反应的活化能。使k增大。v∝kEa(正)=E*

－EⅠE*E*EⅠ无催化剂有催化剂4.催化剂45/75*39参与化学反应并改变反应历程和反应速率*115

能加速反应速率的物质叫正催化剂，一般所谓的催化剂都是指正催化剂。分类：根据反应系统，催化反应可分为：多相催化；单相催化。单相催化：催化剂与反应介质为一均相，反应过程中形成中间产物后，系统仍为均相。多相催化：催化剂不溶于反应介质，多相催化的催化剂多为固相。正催化剂45/75*40能加速反应速率的物质叫正催化剂，一般分类*116

多相催化反应的反应介质：多为液相或气相；反应时反应物分子经过催化剂表面即相界时，通过吸附形成过渡状态，降低了反应的活化能，使反应速率常数变大，从而加速了化学反应的速率。REASON

多相催化作用，反应主要发生在相（催化剂）和相（反应介质）的界面上，因此催化剂的粉碎、分散程度，介质的扩散、流动程度都对催化作用起着重要的影响。45/75*41多相催化反应的反应介质：多为液相或气相；*117外加题对一个化学反应而言,下列说法正确的是______。△H

越负，其反应速率越快△G

越负，其反应速率越快活化能越大，其速率常数越大活化能越小，其速率常数越大D45/75*42外加题对一个化学反应而言,下列说法正确的是_____*118下列叙述正确的是______。吸热反应的活化能比放热反应的活化能高一个反应的反应速率与化学方程式中出现的全部作用物浓度都有关催化反应的速率与催化剂的浓度无关反应速率常数与作用物浓度无关D

加催化剂可使化学反应的下列物理量中哪一个发生改变？_____A.反应热B.平衡常数

C.反应的熵变D.速率常数D45/75*43下列叙述正确的是______。D加催化剂可使化学*119作业：P160:7、845/75*44作业：P160:7、845/75*120§4、4氧化还原反应和能源的开发利用一、氧化还原反应的能量变化二、原电池三、电极电势四、化学电源：五、能源的开发利用：四、化学电源五、能源的开发利用45/75*45§4、4氧化还原反应和能源的开发利用一、氧化还原反*121一、氧化还原反应的能量变化：

对于原电池反应，如果在能量转变过程中，化学能全部转变为电功，而没有其它的能量损耗，那么在等温定压条件下，摩尔吉布斯函数变等于原电池可能作的最大电功。即△G=Wmax

Wmax=－QE=－nFE45/75*46一、氧化还原反应的能量变化：对于原电池*122原电池的标准态:有关的离子浓度：1mol.L-1

压力：p=p=100kPa。标准态时：△G=－nFE△G=－nFEF——96485C.mol-1E——V

C×VJ∴此公式中△G的单位是：J.mol-1

45/75*47原电池的标准态:有关的离子浓度：1mol.L-1*123例:由热力学数据计算Zn+2H+===Zn2++H2△fG

29800－147.190kJ/mol根据：△G=－nFE△rG

298=－147.19kJ/mol45/75*48例:由热力学数据计算Zn+2H+=*124标准态时：△G=－nFE45/75*49标准态时：△G=－nFE45/75*125二、原电池：45/75*50二、原电池：45/75*126原电池的组成

Zn+Cu2+===Zn2++CuZnSO4CuSO4ZnCu电流计ee负极：Zn－2e===Zn2+正极：Cu2++2e===Cu+电对：氧化态/还原态例：

Zn2+/Zn、Cu2+/Cu电池符号：(－)ZnZnSO4CuSO4Cu(+)半电池符号：ZnZnSO4PtFe3+Fe2+45/75*51原电池的组成Zn+Cu2+===Zn2*127例1:根据反应式写出原电池图式(或符号)Fe2++Ag+===Fe3++Ag(－)PtFe3+Fe2+Ag+Ag(+)Cd+2H+(1.0mol/L)===Cd2+(1.0mol/L)+H2(101.325Pa)(－)CdCd2+(1.0mol/L)H+(1.0mol/L)H2(101.325Pa)Pt(+)例2:根据图式写出反应式:(－)PtH2(101.325Pa)H+(1.0mol/L)Cu2+Cu(+)H2(100KPa)+Cu2+===2H+(1.0mol/L)+CuFe2++MnO4+H+Fe3++Mn2++H2O-(－)PtFe3+Fe2+Pt(+)MnO4Mn2+H+-45/75*52例1:根据反应式写出原电池图式(或符号)Fe2+*128三、电极电势：电化学中规定:例1:怎样测(1)组装原电池:(2)用万能表确定正负极,Cu为正极，氢为负极。(3)测原电池的电动势。E=0.34VCu2+(1.0mol/L)CuH2(100kPa)H+(1.0mol/L)PtH+(1.0mol/L)PtH2(100KPa)H+(1.0mol/L)PtH2(H+(1.0mol/L)PtPtH21.概念45/75*53三、电极电势：电化学中规定:例1:怎样测(1)组装*129(4)计算电池反应:Cu2++H2===Cu+2H+45/75*54(4)计算电池反应:Cu2++H2=*130例:测(1)与标准氢电极组装原电池:Zn2+(1.0mol/L)ZnH2(100KPa)H+(1.0mol/L)PtH2(100KPa)H+(1.0mol/L)Pt(2)用万能表确定正负极,氢为正极，Zn为负极。(3)测原电池的电动势。E=0.76V(4)计算电池反应:Zn+2H+===Zn2++H245/75*55例:测(1)与标准氢电极组装原电池:Zn2+(*1312.能斯特(Nernst)方程式（1）浓度对原电池电动势(E)的影响aA(aq)+bB(aq)====gG(aq)+dD(aq)

nFE=-nFE

+两边同除以–nF:E=E–45/75*562.能斯特(Nernst)方程式（1）浓度对原电*132aA(氧化态)+bB(还原态)====a′A(还原态)+b′B(氧化态)

=-（2）浓度对电极电势（）的影响45/75*57aA(氧化态)+bB(还原态)====*133浓度对电极电位的影响：浓度对原电池电动势的影响：E=E0–以上公式统称为Nernst方程式45/75*58浓度对电极电位的影响：浓度对原电池电动势的影响：E=*134对Nernst方程式的几点讨论:

与方程式书写无关，n和浓度的方次与方程式书写有关。例；Zn2++2e===Zn2Zn2++4e===2Zn45/75*59对Nernst方程式的几点讨论:与方*135

对有固体、纯液体参加反应不列入

Nernst方程式中，对气体用压力表示。例：Zn(S)+2H+(aq)===Zn2+(aq)+H2(g)