通识大化-第一篇能源篇-201402

第一篇

能源篇上海交通大学化学化工学院大学化学教研室知识点导读-1基本概念：功、热、能量（动能、势能、热功交换当量）体系、环境、状态函数以及性质（盖斯定律）；热力学能U，热力学第一定律，等容反应热；化学反应热（焓变），热力学函数H，等压反应热，化学反应热的计算（几种方法）；化学反应热的几种计算方法（盖斯定律和标准摩尔生成热法）；S的引入，热力学第二、第三定律化学反应自发进行的判别：G的引入，吉布斯自由能变的计算方法，反应方向的判定；标准和非标准状态吉布斯自由能变的关系，浓度商（压力商）以及平衡常数知识点导读-2平衡以及平衡的移动化学反应速率（活化能）；影响反应速率的因素；催化原理及于简单反应机理的关系（第四篇第十一章）氧化还原反应与原电池；标准电极电势；非标准状态下的电极电势的计算——能斯特方程；电解、电镀及防腐热力学:

研究热和其他形式能量间的转换规律的科学，它研究某个体系发生变化时，引起体系的物理量发生的变化。化学热力学:

-研究化学反应过程中能量转换与传递的科学。1.1

化学热力学知识点1.1.1基本概念（1）体系和环境（systemandsurroundings）

被研究的物质体系（对象）称体系（系统）；体系以外，与体系相联系的部分称环境。体系的分类：敞开体系(opensystem)封闭体系(closedsystem)孤立体系(isolatedsystem)物质交换有无无能量交换有有无我们的研究对象（2）状态和状态函数

（stateandstatefunction）状态函数：决定体系热力学状态的物理量称为状态函数，如温度、压力、体积、密度等。状态：热力学平衡状态，热平衡、力学平衡、相平衡、化学平衡。状态函数的特征状态一定值一定；殊途同归变化等；周而复始变为零。（3）过程和途径（processandpath）p2=200kPaV2=1m3p1=100kPaV1=2m3p4=400kPaV4=0.5m3B途径p3=50kPaV3=4m3A途径始态终态热力学中常见的过程：等温过程：体系的始态温度与终态温度相同，并等于环境的温度；（T1＝T2＝T环）等压过程：始态、终态的压力与环境相同（p1＝p2＝p环）等容过程：体系的体积不发生变化（V1＝V2）绝热过程：体系与环境之间无热量交换（Q＝0）循环过程：过程进行后，体系重新回到初始状态（各种状态函数的增量为零）。自发过程：一定条件下，不需要外加能量就能够自动进行的过程。

（4）功和热

（workandheat)热——热力学中把体系与环境之间因温差而变化的或传递的能量称为热，以Q表示体系吸热：＋体系放热：－SystemSurroundingsQ>0Q<0EndothermicExothermic功——体系与环境之间除热以外，以其他形式交换的能量都称为功，以W表示。膨胀功或体积功；非体积功,用W'表示膨胀功

功和热均以体系为参照背景体系吸热：＋体系放热：－体系接受功：＋体系做出功：－功和热都是在状态变化过程中传递的能量，其数值与状态变化的途径有关，故热、功不是状态函数，又称为过程函数。状态函数与过程函数的关系之一状态函数：状态一定值一定，其变化只与体系变化过程的始态和终态有关，而与方式或途径无关过程函数：必与发生变化的具体途径有关，伴随着途径而定状态函数过程函数（5）热力学能U（内能）

[thermodynamicenergy(internalenergy)]体系内部一切能量的总和：a.分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的动能以及核能等。b.绝对值无法测量或计算,只能计算ΔU。c.U是体系的状态函数。d.理想气体的U只是温度的函数，恒温过程△U=0。e.具有加和性。1.1.2热力学第一定律

数学表达式：ΔU=Q+W=Q+

pΔV+

W′研究内容：体系变化过程中热力学能、功、热的转换方式。实质：能量守恒和转化定律。

能量的总量是守恒的，不会凭空产生，也不会凭空消失，只可能从一种形式转化为另一种形式。

在孤立体系中能量的总值恒定不变。1.1.3化学反应的热效应1.化学反应热（1）定义：当产物与反应物温度相同且化学反应时只作膨胀功的条件下，化学反应过程中体系吸收或放出的热量称为反应热。（2）化学反应热的类型：ⅰ恒容反应热：

ΔU＝Q+pΔV；因为ΔV＝0；所以ΔUV＝QVQV具有状态函数的性质——恒容条件下的盖斯定律。ⅱ恒压反应热：等压条件下，pΔV=Δ(pV)ΔU=Q+pΔV=Q+Δ(pV)Q=ΔU-pΔV=ΔU-Δ(pV)

=（U2-U1）+（p2V2-p1V1）定义一个新的热力学函数——焓H(enthalpy)

H=U+pVQp=H2-H1=Ｈp

Qp具有状态函数的性质——恒压条件下的盖斯定律。

H

是状态函数，称为热焓，简称焓。具有加和性质。*注意理想气体的焓H只是温度的函数，T=0则Ｈ=0。Ｈ的具体数值与化学反应方程式的具体表达形式有关，所以焓变要与具体的反应式同时出现。在书写反应式时不仅要表达出各反应物的计量关系，还要表达出各个物质的物态，即气、固、液态。2.焓

H=U＋pV4.化学反应热的计算计算反应热的几种方法：盖斯定律——利用状态函数的性质；生成焓法——热力学函数标准摩尔生成焓的导出（定义一个起点）；燃烧焓——常用于有机化学反应；通过键能计算

（1）盖斯定律（Hess’Law）1840"theheatevolvedorabsorbedinachemicalprocessisthesamewhethertheprocesstakesplaceinoneorinseveralsteps”在等容或等压、不做非体积功的条件下，化学反应的反应热只取决于反应的始态和终态，与反应的具体途径无关。GermainHenriHess(1802-1850)（1）盖斯定律——应用一个化学反应若能分解为几步来完成，总反应的焓变ΔrH等于各分步反应的焓变ΔrHi之和。盖斯定律表达式：（在等压或等容条件下）ΔrH=∑ΔrＨi讨论适用于等容、等压过程。H和U的绝对值无法测得，但ΔH=Qp，ΔU=QV，可通过实验测得。Qp，QV

具有状态函数的性质，只取决于体系的始态和终态，与途径无关。

盖斯定律应用举例（2）生成焓法标准摩尔生成焓摩尔生成焓的定义：由指定单质生成1mol某化合物时反应的焓变，成为该化合物的摩尔生成焓。标准摩尔生成焓：在一定温度和标准状态下该化合物的生成焓称为该物质在此条件下的标准摩尔生成焓。简称为标准摩尔生成焓。记作

ΔfHmθ，单位kJ·mol－1标准摩尔生成焓标准状态

溶液中的物质A的浓度cA＝1mol•dm-3

气相物质的分压等于100kPa指定单质的标准摩尔生成焓为零。物质的标准生成焓是相对焓值。例在Pθ以及298.15K下，(1)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)(2)H2(g)+½O2(g)=H2O(l)标准摩尔生成焓在101.3kPa，25℃(298.15K)条件下：aA+bB=yY+zZ反应物生成物同样数量和种类的稳定态各单质(始态)(终态)2(终态)1即对于任意化学反应的标准摩尔焓变的计算各种物质的聚集状态。反应焓变的数值与化学反应方程式的计量有关。ΔH>0，吸热反应；

ΔH<0，放热反应。正负号不可忽略!!!在常温常压下一般将其视为常数。注意H放热反应，ΔH<0热热H吸热反应，ΔH>0标准摩尔燃烧焓：在标准压力和温度T/K下，1mol物质完全燃烧时所放出的热量。（3）燃烧焓法

完全燃烧的含义：

CCO2(g)HH2O(l)S

SO2(g)定义完全燃烧的最终产物的标准燃烧焓为零。部分有机化合物标准摩尔燃烧焓CO,ΔcHmθ=-283.0

kJ·mol－1n-C6H14(l),ΔcHmθ=–4141.52

kJ·mol－1n-C8H18(l),ΔcHmθ=–5450.76

kJ·mol－14.通过键能计算断开旧化学键（4个C-H键和2个O=O键）需能量：(+413kJ/mol)×4mol+(+495kJ/mol)×2mol=+2642kJ形成新化学键（2个C=O键和4个O-H）释放能量:

(-799kJ/mol)×2mol+(-463kJ/mol)×4mol=-3450kJ总能量变化：+2642kJ+(-3450kJ)=-808kJ。1.1.4

化学反应进行的方向1.自发过程给定条件下，不需外加能量即能自动进行。限度——达到平衡状态。逆过程——非自发过程——没有外加能量的情况下不能自动进行。自发过程举例—放热放热过程自发过程举例—吸热这些现象是吸热过程，但也自发进行许多现象说明，放热过程是常见的自发过程，但并不唯一。自发过程的共同特征只能单向自发进行而不可能自发逆向进行。要使其逆向进行，必须借助外力。可能用来作功。有一定的进行限度。可逆途径体系经历一个过程从某一始态变到某一终态后，若能经另一过程使体系和环境都完全复原至始态，则原来的变化途径称为可逆途径；否则，若用任何方法都不可能使体系和环境完全复原，则是不可逆途径。可逆途径

是一种理想方式，其中间步骤都是可以逆转的在同样的始终态之间可以有许多不同的途径，则其中的可逆方式下体系所做的功为最大e.g.准静态膨胀或压缩过程；液体在其沸点时的蒸发，固体在其熔点时的熔化始态：1atm,10.0l终态：0.5atm,20.0l一步膨胀：二步膨胀：三步膨胀：无限多步膨胀：步骤数膨胀功(atm.l)压缩功(atm.l)结论一步5.0010.00不可逆三步6.177.84无限多步6.936.93可逆膨胀功和压缩功比较2.热力学熵（S）及其物理意义(1)熵的微观本质熵的概念：混乱度、微观状态数；熵的性质：具有加和性；联系宏观与微观的热力学函数：Boltzmann常数k=1.38×1023J•K-1熵增过程孤立体系总是从热力学概率小的宏观态（非平衡态）向热力学概率大的宏观态（平衡态）过渡。熵和分子的结构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熵大小的判断同一种物质，S气态？S液态？S固态；物质在同一聚集状态：若T1>T2，

则S(T1)？S(T2)；不同种物质，分子越大越复杂，S越大；对于产物气体分子数大于反应物的反应,通常ΔrS？02.热力学熵（S）及其物理意义

S——状态函数r:reversible,可逆途径(2)

熵（entropy）Clausius根据可逆过程的热温商值决定于始终态而与可逆过程无关这一事实定义了“熵”（entropy）这个函数，用符号“S”表示，单位为：不可逆途径中：ir:irreversible因此热力学第二定律表示式(Clausius不等式)：对任意过程(3)熵增原理

在孤立体系的条件下，自发过程的方向是使熵值增大（ΔS>0）的方向，过程在进行到熵值不再改变（ΔS＝0）时达到了限度（平衡）。——化学反应的自发趋势过程函数与状态函数的关系之三其中Qr为恒温可逆过程所吸收的热量，理论证明它是所有过程所吸收热量的最大值，称为热温商。(4)热力学第三定律

在0K时完美晶体的熵值等于零。由得出纯物质的完整晶体,晶体内部微观粒子排列整齐k=R/NA化学反应熵变的求得

标准熵（绝对熵）；标准状态下1mol纯物质的熵值称为标准摩尔熵,单位J•mol-1

•K-1

在定义上与标准生成焓不同：单质的标准熵在标准态下不为零自发反应的焓变与熵增原理的关系——如何解决这一对可能出现的矛盾？熵增原理的应用局限吉布斯自由能提出的必要性

与化学反应方向有关的热力学函数：

——

焓变不能单独作为化学反应自发进行方向的判据

——

熵可以作为任何过程自发方向的判据，但必须把体系和环境结合起来考虑成孤立体系，计算很不方便4.化学反应自发进行的判据（1）热力学第二定律(1)1852年，开尔文(Kelvin)提出：

“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它变化。”Kelvin,

Lord

William

Thomson

(1824-1907)（1）热力学第二定律(2)1854年，克劳修斯(Clausius)提出：

“不可能把热从低温物体转到高温物体，而不发生其它变化。”Clausius,

Rudolf

(1822-1888)吉布斯(Gibbs)自由能

G是状态函数（2）吉布斯(Gibbs)自由能等温条件下（3）标准摩尔生成吉布斯自由能标准摩尔生成吉布斯自由能在标准压力pθ下，从指定单质生成1mol任何物质B的吉布斯自由能变化。指定单质的标准摩尔生成吉布斯自由能为零。标准摩尔生成吉布斯自由能298.15K下，任意化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变化：（4）吉布斯自由能判据等温等压，不做非体积功的条件下，反应自发进行的方向——

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

AMethodofGeometricalRepresentationoftheThermodynamicPropertiesofSubstancesbyMeansofSurfaces.OntheEquilibriumofHeterogeneousSubstances(1876)ElementaryPrinciplesinStatisticalMechanics（5）吉布斯自由能与焓变、熵变的关系

由H和S来计算G：在压力pθ和温度T/K下假定焓变和熵变不随温度而变。ΔrGmθ受温度的影响！

ΔrGθ(T)的近似计算吉布斯自由能应用举例（1）例：已知反应CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的求:(1)反应在500K时的吉布斯自由能变；(2)判断在标准压力下，反应在500K时能否自发进行？(3)估算CaCO3在标准压力下开始分解的最低温度。解:(1)(2)因为ΔrGθ(500K)>0，所以反应在在此条件下不能自发进行。(3)设CaCO3在标准压力下开始分解的最低温度为T，则6.吉布斯自由能与温度的关系5.非标准状态下吉布斯自由能变的求解

化学平衡体系中所有组分物，包括反应物与产物的浓度不再随时间而变化。只要外界条件不变，这种状态就一直保持不变，称为平衡状态。——化学反应进行的限度。

（1）平衡的特点a.平衡是一种区别于始态的状态；b.动态平衡，；c.在一定温度下，用Kθ来表征平衡态及化学反应进行的程度；d.Kθ随温度的不同而改变。1.平衡的特点和平衡常数（2）平衡常数——标准平衡常数p1对于溶液中的可逆反应：

标准平衡常数Kθ可表示为:

（2）平衡常数——标准平衡常数p2对于气相可逆反应：

标准平衡常数Kθ可表示为:

引入了相对浓度和相对压力的概念；引入了标准态；

Kθ的特点：

a.量纲为1；

b.直接与吉布斯函数ΔGθ有关；而与参与反应的各物质浓度或分压无关。表征平衡程度：Kθ>1;Kθ<1表征与吉布斯自由能ΔGθ的关系

标准平衡常数的意义平衡常数的数值与化学反应方程式的写法有关（3）平衡常数与化学反应方程式2.标准平衡常数Kθ与关系及化学反应的方向2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)（1）反应商Q平衡时反应商Q

固体与纯液体的物质在Q表达式中不出现；反应达平衡态时，各物质浓度（分压）均是平衡时的浓度或分压。注意例C(石墨)+CO2(g)=2CO

(g)2.标准平衡常数Kθ与关系及化学反应的方向式中（2）化学反应等温式p1(溶液)用来判断在任意设定条件下反应自发进行的方向和限度2.标准平衡常数Kθ与关系及化学反应的方向（2）化学反应等温式p2平衡时，(3)化学反应等温式p3反应可正向自发进行反应达到平衡正向反应不能自发进行，逆反应自发进行化学反应自发进行的方向ΔfGmθ

与ΔrGm

的关系；计算Kθ方法：

a.Hess定律(平衡常数的耦合)；

b.ΔfGm

θ标准生成自由焓法；

c.Δ

rHmθ

，ΔrSmθ与ΔrGm

θ的关系，即ΔrGm

θ=Δ

rHmθ

-TΔrSmθ标准平衡常数的计算3.化学平衡的移动p1LeChâtellier’sPrincipleIfasysteminchemicalequilibriumissubjectedtoadisturbanceittendstochangeinawaythatopposesthisdisturbance.对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。HenriLeChâtelier1850-1936French3.化学平衡的移动p2(1)浓度（压力）对平衡的影响：由化学反应等温式讨论：平衡时Q=Kθ反应物浓度增加,QQ’<Kθ,rGm<0,反应正向进行生成物浓度增加,QQ”>Kθ,rGm>0,反应逆向进行(2)总压对平衡的影响：

增大总压时,化学平衡向计量方程式中气体分子数较少的一方移动。

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

3.化学平衡的移动p3?若产物的气体量小于反应物的气体量,则

QQ’<Kθ,rGm<0,反应正向进行若产物的气体量大于反应物的气体量,则

QQ”>Kθ,rGm>0,反应逆向进行(3)温度对平衡的影响——

范特霍夫(Van’tHoff)方程式

若正向反应吸热rHmθ>0,温度升高则Kθ变大

若正向反应放热rHmθ<0,温度升高则Kθ变小3.化学平衡的移动p41.2氧化还原反应知识点1.氧化还原反应的基本原理电子的略微偏移氧化剂还原剂电子的转移过程：明显的电子转移氧化还原反应（1）氧化数、氧化和还原化学反应氧化还原反应

非氧化还原反应有电子的转移（元素的氧化数发生了变化）酸碱反应（质子的传递）沉淀反应（无电子的转移）配位反应化学反应的分类氧化数:假设把化合物中成键的电子都归电负性更大的原子，从而求得原子所带的电荷数，此电荷数即为该原子在该化合物中的氧化数。确定元素氧化数的习惯规则：单质中，元素的氧化数为零；在正常氧化物中氧的氧化数为-2，氢在一般化合物中的氧化数均为+1。碱金属(Na,K等)为+1，碱土金属(Ca,Mg等)为+2电负性最大的F在化合物中的氧化数总是-1所有元素的原子，其氧化数的代数和在多原子的分子中等于0；在多原子的离子中等于离子所带的电荷数。相关概念：2.氧化过程和还原过程：氧化（oxidation）：氧化数升高的过程还原（reduction）：氧化数降低的过程3.氧化剂和还原剂氧化剂：氧化数降低的反应物，被还原为产物还原剂：氧化数升高的反应物，被氧化为产物4.氧化态和还原态：同一元素在高氧化数时称为氧化态，低氧化数时称为还原态1.氧化还原反应:在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应。

Cu+2Ag+=Cu2++2Ag

2H2+O2=2H2O2KClO3=2KCl＋3O2↑氧化——还原

氧化剂——还原剂

氧化态——还原态氧化剂——还原剂氧化过程——还原过程氧化态——还原态相互依存共轭关系半反应：氧化态+ne=还原态

2Ag++2e=2AgCu=Cu2++2e得电子的物质：氧化数降低、是氧化剂、本身被还原失电子的物质：氧化数升高、是还原剂、本身被氧化Cu+2Ag+=Cu2++2Ag氧化还原电对：同一种元素不同氧化数的两种物质构成的氧化还原体系。表示为：氧化态/还原态如：Cu2+/Cu，Fe3+/Fe2+，MnO4－/Mn2+……自身氧化还原反应和歧化反应1.自身氧化还原反应：氧化剂和还原剂是同一种物质。

+5-2-10

2KClO3

＝2KCl＋3O2↑2.歧化反应：氧化剂和还原剂是同一种元素。

+10+22CuCl＝Cu＋CuCl2

0+1-1Cl2＋H2O＝HClO＋HCl

+5-2-10

+10+2

0+1-12.原电池Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s)Cu(s)+Zn2+(aq)Noreaction使化学能变为电能的装置；能使氧化还原反应产生电流负极：Zn=Zn2++2e正极：Cu2++2e=Cu总反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu（1）原电池的基本组成电池符号：(-)Zn|

ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|

Cu(+)Zn+Cu2+=Zn2++Cu负极正极盐桥半电池，氧化反应半电池，还原反应与电对物质本身的活泼性有关与溶液中电对物质浓度有关与温度有关（2）电极电势Cu+2Ag+=Cu2++2Ag负极：Cu=Cu2++2eφ(Cu2+/Cu)正极：2Ag++2e=2Agφ(Ag+/Ag)Φ(Ox/Red)半反应：aOx(氧化态)+ne=bRed(还原态)

铂片吸附H2达饱和

298K，100kPa，纯H21mol•L-1H+

溶液标准氢电极

标准氢电极的电极电势H2=2H++2e2H++2e=H2φθ(H+/H2)=0V298.15K离子浓度为1mol•L-1

，气体分压为100kPa标准电极电势

标准电极电势查表可知φθ(H+/H2)=0Vφθ(Ox/Red)原电池的电动势（EMF）-p1：测量Zn2+/Zn电对标准电极电势的装置原电池的电动势（EMF）-p2：3.原电池的电动势与与氧化还原反应的平衡常数W电功=-ΔrGmW电功=QE=nFE-ΔrGm=nFE=-nF(φ正-φ负)ΔrGθm=-nFEθ=-nF(φθ正-φθ负)热力学告诉我们：在等温、等压、可逆过程中，过程自由能变rGmθ在数值上等于体系对外做的最大有用功，即（1）原电池的电动势与氧化还原反应的平衡常数的关系DrGmθ=-nFE

θDrGmθ=-RTlnKθ-nFE

θ

=-RTlnKθE

θ=(RT/nF)lnKθ=(0.059/n)lgKθ

(298K)判断氧化剂、还原剂的相对强弱----

氧化还原能力和电极电势电极电势的高低表明电子得失的难易，也就是表明了氧化还原能力的强弱：电极电势值较高的电对中的氧化态物质能和电极电势值较低的电对中的还原态物质发生氧化还原反应氧化型的氧化性增强还原型的还原性增强氧化型+ne-还原型φ/V4.非标准状态下原电池电动势的计算——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(氧化态)+ne=bRed(还原态)φ:指定浓度下的电极电势φθ:标准电极电势n:电极反应中的得失电子数讨论方程式中的[Ox]和[Red]并非专指氧化数有变化的物质，而是包括了参与电极反应的其它物质。如果电对中的某一物质是固体或纯的液体，则它们的浓度均为常数，常认为是1。如果电对中的某一物质是气体，其浓度用分压来表示。例已知例已知举例1例已知例已知举例2浓差电池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-浓差电池Ecell=Ecell°-

logn0.059Vx212Ecell=0

-

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

logQn0.059V1.3化学反应动力学知识点化学反应动力学所涉及的问题：化学反应速率；简单的化学反应机理。1.化学反应速率的定义及其表示方法(1)平均化学反应速率及其表示方法化学反应速率指在一定条件下，反应物转变为生成物的速率。

反应速率的单位：mol•dm3•s－1(2)瞬时化学反应速率及表示方法表示浓度随时间的变化率。例如：反应C4H9Cl(aq)+H2O(l)C4H9OH(aq)+HCl(aq)(2)瞬时化学反应速率及表示方法反应有多快？c0＝1.0×10-3mol/L分子碰撞次数：3.5×1028次/L·s预期反应速率：5.8×104mol/L·s实测反应速率：1.2×10-8mol/L·s2.反应速率理论简介(1)碰撞理论反应物分子必须具有一定的能量才可能经过碰撞形成产物分子。形成产物的碰撞为有效碰撞；这一定的能量称为活化能Ea(单位：kJ•mol-1)；这些具有活化能的分子称活化分子。活化能气体分子能量分布曲线2.反应速率理论简介(2)过渡态理论活化能（1）基元反应与复杂反应基元反应：简单的一步完成的反应,反应机理与反应方程式完全一致。3.影响化学反应速率的因素

复杂反应(总包反应)：由两个或多个基元反应组成的反应。对于复杂反应，反应式只表示反应体系的初始和终态。2NO+2H2=N2+2H2O2NO+H2=N2+H2O2(慢)H2O2+H2=2H2O(快)例A→产物P(单分子反应)2A→产物P(双分子反应)A＋B→产物P(双分子反应)例反应速率方程式对基元反应：反应速率方程式：（1）a+b叫反应级数（2）叫质量作用定律反应速率方程式对于复杂反应：aA+bBC

k：反应速率常数

反应级数：n+m例：2NO2+F2=2NO2F反应速率方程式：v=kc2(NO2)c(F2)???，三级反应？？根据测定：v=kc(NO2)c(F2)，是二级反应复杂反应的速率—

速率决定步骤2NO2+F2=2NO2FNO2+F2=NO2F+F（元反应）（慢)

v1=k1c(NO2)c(F2)NO2+F=NO2F（元反应）(快)

v2=k2c(NO2)c(F)v=kc(NO2)c(F2)反应速率方程式与反应级数的关系（2）简单级数反应半衰期：反应物浓度消耗一半所需时间或一级反应ButOOBut(g)→2CH3CO(g)+C2H4(g)一级反应举例

化石、种子等古生物体含有C，它包括12C和14C，科学研究表明，大气中的比例长期保持恒定，14C:12C＝1:1012。活的生物体均保持这个比例，生物体死亡后，不再与大气有C的交换，而体内14C的衰变半衰期为t1/