普通化学-大学化学第二章

1

第2章

化学反应的基本

原理与大气污染2教学基本要求1.了解化学反应中的熵变及吉布斯函数变在一般条件下的意义。初步掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数变(

rGm

)的近似计算，能应用

rGm或

rGm

判断反应进行的方向。2.理解标准平衡常数的意义及其与

rGm

的关系，并初步掌握有关计算。理解浓度、压力和温度对化学平衡的影响。3.了解浓度、温度与反应速率的定量关系。了解元反应和反应级数的概念。能用阿仑尼乌斯公式进行初步计算。能用活化能和活化分子的概念，说明浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。4.了解环境化学中大气主要污染物及其防治。3主要内容（一）化学反应的方向和吉布斯函数变1.影响化学反应的因素2.反应自发性的判断3.反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算及应用（二）化学反应进行的程度和化学平衡

1．反应限度的判据与化学平衡

2．平衡常数和多重平衡规则

3．化学平衡的有关计算

4．化学平衡的移动及温度对平衡常数的影响（三）化学反应速率

1.浓度的影响和反应级数

2.温度的影响和阿仑尼乌斯公式

3.反应的活化能和催化剂4

§2-1化学反应的方向和吉布斯函数变

这就是反应的方向问题。它有重要的实际意义。已知：Fe2O3+C→2Fe+CO2可以向右进行；而Al2O3+C→2Al+CO2却不能发生。那么：CO+NO→CO2+N252.1影响反应方向的判据自发过程：在一定条件下不需任何外力便可自动进行的过程。自发过程的特点(一)

(1)水往低处流；(2)热向低温物体传递；

(3)电流向低电位点流动；(4)气体向低压处扩散。这些过程的特点是什么？能量下降

①自发变化能自动发生②自发变化都是热力学不可逆过程③自发变化不受时间约束，与反应速率无关④自发变化的最大限度是系统的平衡状态61.反应的焓变对于化学反应，自发进行的判据是什么？是“ΔH<0

自发”吗?例1

Zn+CuSO4→Cu+ZnSO4

ΔrHm

=-111.44kJ.mol-1<0例2

KNO3（s）→K+（aq）+NO3-（aq）

ΔrHm

=+35.0kJ.mol-1>0例3

CaCO3（s）→CO2（g）+CaO（s）

ΔrHm

=+178kJ.mol-1

>0影响化学反应自发性的因素还有

混乱度和温度。72.熵变与化学反应自发进行的方向

混乱度—组成物质的质点在一个指定空间区域内排列和运动的无序程度。例1密闭容器中气体的扩散:例2

KMnO4溶液的扩散:不均匀均匀自发过程的特点(二)自发过程，系统的混乱度增大了.8

热力学中，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向：1

从过程的能量变化来看，物质系统倾向于取得

最低能量状态；2

从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。熵:

热力学中，系统的混乱度是用熵来量度的。符号:S

,单位:J.K-1.mol-1。熵是状态函数。系统的熵值越大，系统内微观粒子的混乱度越大。

系统的微观状态数越多，热力学概率越大，系统越混乱，熵值越大9热力学第二定律：在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值。热力学第三定律：在绝对零度时，一切纯物质的完美熵值都等于零。规定熵：以此为基准，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热化学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵。以表示，单位为。指定单质的标准熵值不是零。（附录3）规定标准状态下水合H+的标准熵值为零。10根据上面的讨论并比较物质的标准熵值，得出下面一些规律：（1）对同一物质而言，气态时熵值大于液态时，而液态时大于固态时的，即例如苯（2）同一物质在相同的聚集态时，其熵值随温度的升高而增大，即，例如水（3）在温度和聚集态相同时，分子或晶体的结构较复杂的物质的熵值大于分子结构较简单的物质的熵值。如苯和甲烷。（4）混合物或溶液的熵值大于纯物质的熵值。Hello!11熵变的计算

注意:ΔrSm

(T)≈ΔrSm

(298.15K)化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算：ΔrSm

(298.15K)=ΣBνBSm,B

(298.15K)例题：计算合成氨反应在298.15K时的熵变。解:

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

/J.mol-1.K-1

191.61130.684192.45按上式：ΔrSm

(298.15K)=ΣBνBSm,B

(298.15K)得:ΔrSm

(298.15K)=(2×192.45-191.61-3×130.684)J.mol-1.K-1

=-198.462J.mol-1.K-112熵判据

用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统:

大多数化学反应是非孤立系统，熵判据并不普遍适用。如：2SO2+O2→2SO3

是一个自发过程,但

ΔrSm

(T)=-188.00J.K-1.mol-1<0ΔS(孤)>0自发过程ΔS(孤)=0平衡状态ΔS(孤)<0非自发过程自发过程的特点（三）吉布斯提出：判断反应自发性的标准是：在恒温恒压下，如果某一反应无论在理论上或实践上可被利用来做有用功(W)，则该反应是自发的；如果必须从外界吸收功才能使一个反应进行，则该反应是非自发的。

吉布斯定义了一个体现这种性质的函数G,其定义为:G=H-TS

称吉布斯函数单位：kJ.mol-1132.1.2吉布斯函数与反应进行的方向

恒温恒压下系统状态变化时,吉布斯函数变为：ΔG=ΔH-TΔS吉布斯函数判断反应方向的判据是：ΔG<0

自发过程

ΔG=0

平衡状态ΔG>0

非自发过程

对于非体积功，热力学能够证明：

ΔG=Wmax′

此式表明：

系统吉布斯函数的减少等于系统对环境做的最大有用功。14恒压下ΔH、ΔS和T对反应自发性的影响类

型ΔHΔSΔG

=ΔH-TΔS反应

情况举例1-+-下皆自发任何温度2O3(g)→3O2(g)2+-+任何温度下非自发CO(g)→C(s)+O2(g)3--高温为+低温为-高温非自发低温自发HCl(g)+NH3(g)→NH4Cl(s)4++高温为-低温为+

高温自发低温非自发CaCO3（g）→CaO(s)+CO2(g)15注意：大多数反应属于△S与△H同号的反应，此时，温度对反应的自发性有决定的影响，存在一个自发进行的最低或最高温度，称为转变温度，（此时△G=0）决定于反应的本性。

2.1.3反应的吉布斯函数的计算及应用1.标准生成吉布斯函数在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的吉布斯函数变，叫做该物质的标准摩尔生成吉布斯函数，任何指定单质的标准生成吉布斯函数为零。符号：单位：对于水合离子，规定水合氢离子的标准摩尔生成吉布斯函数为零16

某一温度下，各物质处于标准态时化学反应的摩尔吉布斯函数的变化。符号：ΔrGm

，单位：kJ.mol-1。标准摩尔吉布斯函数变有两种求法1）与焓变和熵变的计算类似，通式：2.298.15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变2）利用物质的ΔrHm

(298.15K)和ΔrSm

(298.15K)求算：先算出ΔrHm

(298.15K)和ΔrSm

(298.15K)，再按下式求出

ΔGT

=ΔrHT

-TΔrST

ΔrGm

(298.15K)=ΔrHm

(298.15K)-TΔrSm

(298.15K)

反应的吉布斯函数变是温度的线性函数，而熵变和焓变是不随温度而变化的。173.其它温度时反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算已知，反应的焓变或熵变基本不随温度而变，则ΔrHT=ΔrHm

(298.15K)；ΔrST

=ΔrSm

(298.15K)

任意温度下的吉布斯函数变可按下式近似计算：

ΔrGm

(T)≈ΔrHm

(298.15K)-TΔrSm

(298.15K)转变温度4任意态时反应的吉布斯函数变的计算上面几个公式都适用于标准状态，而实际条件不一定是标准状态的恒温恒压，任意状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm(T)与标准状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm

(T)之间有如下关系:ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)+RTlnПB(pB/p

)νB18对于反应：aA+bB==gG+dD其等温方程式中：ПB(pB/p

)νB=式中pB为物质B在任意状态下的分压力

式中ПB与平衡常数表达式相同，但

pB不是pBeq。习惯上将称为反应熵Q，称为相对分压。19对于水溶液中的离子反应，或有水合离子参与的多相反应，此时各物质的将换为个相应物质的水合离子的相对浓度为标准浓度，若有参与反应的固态或液态的纯物质，则不必列入反应商式子中。对于一般的化学反应热力学等温方程式为

一般用道尔顿分压定律来确定混合气体中某组分气体i的分压第一，混合气体的总压力等于各组分分压力之和。即第二，混合气体中某组分气体i的分压力等于等于混合气体的总压力与该组分气体的摩尔分数xi的物质的量ni与混合气体总的物质的量n之比。即工业和分析化学中常用各组分气体的体积分数Ф表示混合气体的组成。某组分气体的体积分数等于其分体积与总体积之比，即20例题：在25℃,问反应2SO2（g）+O2（g）=2SO3

向什么方向进行？已知:p(SO3)=1×105Pa，

p(SO2)=0.25×105Pa,p(O2)=0.25×105Pa。解：按ПB表达式计算得：ПB=64，查热力学数据表算得ΔrGm

=-141.73kJ.mol-1

因此，按等温方程得：

ΔrGm=(-141.73+8.314×103×298.15ln64)kJ.mol-1=-131.42kJ.mol-1答：因为ΔrGm<0所以，反应向正方向进行。21吉布斯函数判据的应用

反应自发进行的判据是ΔrGm(T)，不是ΔrGm

(T)。若反应是在标准状态下进行的，此时:

ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)

因此可用ΔrGm

(T)<0代替ΔrGm(T)<0判断反应的自发性。22ΔrGm

={2×(-371.06)-2×(-300.194)}kJ.mol-1

=-141.732kJ.mol-1例如：对于：2SO2（g）+O2（g）==2SO3（g）在25℃，标准条件下向什么方向进行？解:2SO2（g）+O2（g）==2SO3（g）ΔfGm,B

/kJ.mol-1-300.1940-371.06

答:

ΔrGm

<0所以，反应向正方向自发进行。23若反应是在任意状态下进行的;ΔrGm(T)又无法计算;此时可用ΔrGm

(T)作近似判断：ΔrGm

(T)<-40kJ.mol-1反应自发ΔrGm

(T)>40kJ.mol-1反应非自发-40kJ.mol-1<ΔrGm

(T)<40kJ.mol-1

需具体分析24例如：制备甲烷的反应

CH3OH（l）→CH4（g）+O2（g）在25℃下能否自发进行？解：

CH3OH（l）→CH4（g）+O2ΔfGm,B

/kJ.mol-1-166.27-50.720ΔrGm

=(-50.72+166.27)kJ.mol-1

=115.55kJ.mol-1答:因为ΔrGm

>40kJ.mol-1所以不能自发进行。25上例可进一步计算：在标准状态下可以自发进行的最低温度。O2ΔfHm,B

/kJ.mol-1-238.66-74.810Sm,B

/J.mol-1.K-1126.8186.264205.138ΔrHm

(298.15K)=163.85kJ.mol-1ΔrSm

(298.15K)=162J.mol-1.K-1解：

CH3OH（l）→CH4(g)+26平衡温度即转化温度,此时ΔrGm

=0

按吉布斯方程ΔrGm

(T)≈ΔrHm

(298.15K)-TΔrSm

(298.15K)所以T≈ΔrHm

(298.15K)/ΔrSm

(298.15K)=1011.42K(984.27℃)27

小结：●反应自发性的判据(等温、定压、W'=0)△rGT＜0自发过程，反应正向进行△rGT＞0非自发过程，反应逆向进行△rGT＝0平衡状态●化学反应熵变●化学反应摩尔Gibbs函数变△rGm=△rHm-T△rSm

△rGmθ=∑BνB△fGmθ●化学反应等温方程式28

2.2化学反应进行的程度和化学平衡一化学平衡1化学平衡状态：可逆反应进行到一定程度时，系统中反应物与生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎已“停止”。系统的这种表面上静止的状态叫做化学平衡状态。

化学平衡是一种动态平衡。平衡时，正、逆反应速率相等。对于恒温恒压下，不做非体积功的化学反应，当△rGT＜0时，系统在△rGT的推动下，使反应沿着确定的方向自发进行。随着反应的不断进行，△rGT的值越来越大，当△rGT=0时，反应因失去动力在宏观上不能进行了，即反应达到了平衡状态。△rGT=0就是化学平衡的热力学标志或反应限度的判据。

292化学平衡常数

实验表明，在一定温度下，化学反应处于平衡状态时，各有关物质浓度（分压)之积的比值是一个确定的值。如：对于平衡：

aA+bBgG+dD称浓度平衡常数称压力平衡常数然而一般的情况下，ΣνB≠0（a+b≠g+d），所以KC和KP有量纲，化学反应不同，量纲也不同，给平衡计算带来很多麻烦，为此，我们一律使用标准平衡常数K

。304

标准平衡常数对于一个化学反应：0=ΣBνBB标准平衡常数为：gG(g)+dD(g)在平衡状态下有：K

是量纲为1的量。例如，对于反应:

aA(g)+bB(g)K

=ΠB(pBeq/p

)νB上标eq表示在平衡状态下。31关于平衡常数的讨论（1）平衡常数的物理意义：K

值越大，反应向正方（右）进行得越彻底；反应物的转化率越高。（2）平衡常数的性质：K

值不随浓度(分压)而变化，但受温度影响；（3）平衡常数表达式:

a.

与反应方程式写法有关；b.

s．l.不表示在方程式中；c.

适用于一切平衡系统。（4）多重平衡规则：

若:

反应1=反应2+反应3则：K

1=K

2.K

3

这是一个重要的规则，适用于各种多重平衡系统。已知:SO2(g)+O2(g)SO3(g)

K

1=20NO2(g)NO(g)+O2(g)K

2=0.012+)则:

SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)K

=K

1.K

2

=20×0.012=0.24如,325吉布斯函数变与平衡常数根据化学反应等温方程：ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)+RTlnΠ(pB/p

)νB当反应达到平衡状态时ΔrGm(T)=0，

Π(pBeq/p

)νB

=K

于是有：0=ΔrGm

(T)+RTlnK

则ΔrGm

(T)=-RTlnK

33解：N2（g）+3H2（g）2NH3（g）ΔfHm,B

/kJ.mol-100-46.11ΔfGm.B

/kJ.mol-100-16.45Sm,B

/J.mol-1.K-1191.61130.684192.45⑴ΔrGm

(298.15K)=-32.90kJ.mol-1

lnK

(298.15K)=例题：计算合成氨反应在25℃和427℃时的标准平衡常数，简单说明其意义。lnK

(298.15K)=13.27K

(298.15K)=5.8×10534⑵

ΔrHm

(298.15K)=-92.22kJ.mol-1ΔrSm

(298.15K)=-198.76J.mol-1.K-1ΔrGm

(700K)≈ΔrHm

(298.15K)TΔrSm

(298.15K)ΔrGm

(700K)=46.91kJ.mol-1lnK

(700K)==-8.06K

(700K)=3.2×10-4讨论:合成氨是(-,-)型反应,低温自发，高温非自发。25℃时K

=5.8×105反应很彻底；427℃时K

=3.2×10-4反应进行的程度较小。35此题可进一步计算转换温度:

按吉-亥方程：ΔrGm

(T)≈

ΔrHm

(298.15K)-TΔrSm

(298.15K)

则：T≈465.76KT<465K时合成氨反应是自发的。366关于反应方向的进一步讨论按上述讨论，化学反应等温方程式是：ΔrGm(T)=-RTlnK

+RTlnΠB(pB/p

)νB于是，可得出如下判断反应方向的方法：当Q<K

ΔrG

<0反应正向自发；当Q=K

ΔrG

=0处于平衡状态；当Q>K

ΔrG

>0反应正向非自发37例如:反应2SO2+O2==2SO3在25℃时已知:K

=6.72×1024，

p(SO3)=1×105Pa,

p(SO2)=0.25×105Pa,

p(O2)=0.25×105Pa，反应向什么方向进行？38二化学平衡的移动

一切平衡都是相对的、有条件的。当原来建立平衡的条件发生变化时，原平衡状态被破坏，经过一段时间之后，便会建立起适合于新条件的新的平衡。

由于外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程叫做化学平衡的移动。391压力对平衡常数的影响（此时温度不变，因而K

为定值）

在反应系统中提高某反应物(生成物)的分压(浓度)，则：Q<K

平衡向右移动(正方向自发)

Q>K

平衡向左移动(逆方向自发)(1)分压力（浓度）的影响：(2)总压力的影响：

总压的改变将同等程度地改变各组分气体的分压力，因此平衡移动的方向将决定于各组份气体计量数的代数和。即，总压力增加时:ΣBνB<0的反应，平衡右移；ΣBνB>0的反应，平衡左移；ΣBνB=0的反应，平衡不受的影响。40例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

ΣBνB<0C(s)+O2(g)2CO(g)

ΣBνB>0CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

ΣBνB=0增加总压力，使反应1正向移动；使反应2逆向移动；不能使反应3移动。412

温度对化学平衡的影响

温度的改变会改变KΘ，其实质是通过反应热（即能量的变化）来影响平衡的移动方向。和

ΔrGm

(T)=ΔrHm

(T)-TΔrSm

(T)可得：根据lnK

=按上式可知：对于放热反应(△rH<0):升温时（T2>T1）,K2

<K1

,

平衡左移；对于吸热反应(△rH>0):升温时（T2>T1）,K2

>K1

，

平衡右移。423吕.查德里原理

假如改变平衡系统的条件（如浓度、温度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变的方向移动。某温度时8.0molSO2和4.0molO2在密闭容器中进行反应生成SO3气体，测得起始和平衡时（温度不变）系统的总压力分别为300KPa和220KPa，试利用上述实验数据求该温度时反应：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)的标准平衡常数和SO2的转化率。

43解：因为V、T不变，所以。所以n平=8.8（mol）设平衡时SO3的物质的量为xmol2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)起始时物质的量/mol84平衡时物质的量/mol8-x4-x/2x

所以8-x+4-x/2+x=8.8,x=6.4（mol）平衡时：PSO3=P总=220=160Kpa所以n平=8.8（mol）设平衡时SO3的物质的量为xmol

2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)起始时物质的量/mol

84平衡时物质的量/mol

8-x4-x/2x

所以8-x+4-x/2+x=8.8,x=6.4（mol）平衡时：SO2的转化率：441、浓度对化学平衡的影响在平衡系统中，浓度的改变，将导致Q的改变，而KΘ并不改变。如果增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，Q值将减小，于是Q<KΘ，△G<0，反应能自发地向正方向进行，平衡将发生移动，直到Q=KΘ。例如，实验中的铬酸盐和重铬酸盐在水溶液中的平衡。2CrO42-(aq)+2H+(aq)→Cr2O72-(aq)+H2O(l)加酸或加碱都会使系统的平衡发生移动而引起颜色的变化。2、温度对化学平衡的影响系统达到平衡后，若不改变系统的Q而改变温度，系统的KΘ将会随着温度T的改变而发生变化。对于吸热反应，升高温度，KΘ值增大，于是Q<KΘ，△G<0，平衡向正方向移动；对于放热反应，升高温度，KΘ值减小，于是Q>KΘ，△G>0，平衡向逆方向移动。[Cu(H2O)4]2++4Br-(aq)→[CuBr4]2-+4H2O(l)△rHmΘ>0加热使反应向右进行，溶液由蓝色变为绿色；冷却使反应向左进行，溶液由绿色变为蓝色。45

小结：

1.化学平衡条件：△rGm

＝0(等温、等压、非体积功为零）2.Kθ的表达式3.Kθ与△rGm

θ的关系

lnKθ

＝－△rGm

θ/RT46

§2-3化学反应速率一化学反应速率的表示方法国家标准规定：对于化学反应:用下式表示以浓度为基础的反应速率:如，一个一般的化学反应：aA+bB=gG+dD

化学反应速率为：其单位为：mol

dm-3

s-1。47二化学反应速率理论和活化能

化学反应发生的必要条件是反应物分子（或原子、离子）间的碰撞。1活化分子有效碰撞理论

只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学反应，称“有效碰撞”；活化分子是反应物分子中能量较高的分子，其比例很小；48

活化分子的最低能量(Ec)与反应物分子平均能量之差叫活化能:

活化能是化学反应的“能垒”，Ea越高，反应越慢；Ea越低，反应越快。Ea可以通过实验测定。Ea=E(最低)-

E(平)2过渡状态理论化学反应并非只经过简单的碰撞就能完成，而是在反应过程中要经过一个中间的过渡状态，先形成活化配合物。

活化配合物极不稳定,一经形成便会分解，或分解为反应物，或分解为生成物；

活化能是活化配合物的能量与反应物分子平均能量之差:Ea=E(配)-

E(平)49三影响反应速率的因素1浓度对反应速率的影响(质量作用定律)在一定温度下,对某一基元反应,其反应速率与各反应物浓度(以化学方程式中该物质的计量数为指数)的乘积成正比。如：aA+bB=gG+dD为基元反应，则:称作质量作用定律数学表达式。而对于非基元反应，有：称作反应速率方程式。其中m、n要通过实验来确定。（a+b）或（m+n）称为反应级数；a或b称为反应物A、B的分级数。k

称为反应速率常数,当c(A)=c(B)=1时υ=k。所以k可用来表征反应的速率。

k与温度、催化剂有关，而与浓度无关，对于n级反应其单位是(mol

dm-3)(n-1)

s-1502温度对反应速率的影响阿仑尼乌斯公式

温度对反应速率的影响，表现在温度对速率常数k的影响：k=Aexp(-Ea/RT）即:或:若已知T1、k1、T2、k2，上式可化为：此式可用于计算Ea、k1或k2。513催化剂对反应速率的影响

催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用.催化作用的实质是

降低了反应的活化能，因而提高了反应速率。524影响多相反应速率的因素

在多相系统中,只有在相的界面上,反应才能发生。因此,扩散速度、吸附和解吸、反应物分子的粒径等等,都会影响到反应的速率。

对于多相反应，固体和纯液体不表示在反应速率方程式中，如：对于反应：C（s）+O2（g）===CO2（g）

其速率方程式为：

υ=kc(O2)531.反应速率定义2.元反应的反应速率方程

υ=k｛c(A)}a·｛C(B)}b

反应级数

n＝a+b4.阿仑尼乌斯公式

小结：3.一级反应542.4大气污染及其控制2.4.1空气的重要意义：人是完全靠空气生存的，成年人平均每天约需１Kg粮食和2Kg水，但对空气的需求就大得多，每天约13.6Kg（合10m3）。若三者都断绝供应，引起死亡的首先是空气，要是空气中混进有毒害的物质，则毒物随空气不断地被吸入肺部，通过血液遍布全身，对人体健康直接产生危害。大气污染对人的影响不同于土壤和水的污染，它不仅时间长且范围广（较多是地域性的，也有全球性的）。地球上发生的八大“公害事件”，其中五起是因大气污染造成的。当然，空气污染的原因不只是人类的活动，还有像森林、火灾和火山爆发一类的天然事件。不过后者通常在空气污染中起次要作用。

因环境污染造成的在短期内人群大量发病和死亡事件。世界上著名的八大公害事件中的伦敦烟雾和洛山矶光化学烟雾事件是具有代表性的两类大气污染事件。

1.伦敦烟雾事件1952年12月5～8日

英国伦敦市

5～8日英国几乎全境为浓雾覆盖55，四天中死亡人数较常年同期约多40000人，45岁以上的死亡最多，约为平时3倍；1岁以下死亡的，约为平时2倍。事件发生的一周中因支气管炎死亡是事件前一周同类人数的9.3倍。2.洛杉矶光化学烟雾事件

40年代初期

美国洛杉矶市

全市250多万辆汽车每天消耗汽油约1600万升，向大气排放大量碳氢化合物、氮氧化物、一氧化碳。该市临海依山，处于50公里长的盆地中，汽车排出的废气在日光作用下，形成以臭氧为主的光化学烟雾。2.4.2大气圈的构成大气圈：人们把由于地心引力而随地球旋转的大气层叫做大气圈。根据大气圈中大气组成状况及大气在垂直高度上的温度变化而将大气圈划分为：对流层、平流层、中间层、电离层、散逸层。对流层：１）相对于整个大气圈厚度而言很薄，按最厚处计，占总厚度的6－9%,其质量占总质量的75%。在这一层中除了有纯净的干空气以外，还含有一定量的水蒸气，适度的湿度对人和动植物的56生存起到重要的作用。２）一般情况下，温度自地表面向高空递减，0.65℃/上升100米。在对流层中，由于太阳的辐射以及下垫面特性和大气环流的影响，使得在该层中出现极其复杂的自然现象，有时形成易于扩散的气象特征，有时形成对生态系统产生危害的逆温气象条件，雨、雪、霜、雾、雷电等自然现象也都出现在这一层。３）大气有较强的对流运动，大气污染也主要发生在这一层，特别是在靠近地面1-2Km的近地层更易造成污染。４）温度、湿度等各气象要素水平分布不均匀。平流层：１）在这一层里气体的温度先随高度上升有缓慢的增加[在30-35Km处，T=-55℃]，然后上升（气温）较快。这是因为在该层中的臭氧强烈吸收太阳紫外线所致。２）几乎不存在水蒸汽和尘埃，一般处于平流运动。３）大气很干燥，没有云、雨等现象，是飞机理想的飞行区域。57中间层：气温随高度增加迅速降低，有强烈的垂直对流运动。电离层：气温随高度增加迅速上升，空气处于高度电离状态，发电报是靠这层反射回来。散逸层：气体温度很低，气体粒子能克服地球引力而逸向星际空间。星际空间内每m3空间有数十个离子存在。研究重点：对流层，平流层2.4.3大气污染大气污染的含义：国家标准组织定义（ISO）定义：指人类活动或自然过程使