1010无机化学教案_无机化学实验教案
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2-1-1熵
1.熵与熵变
（1）熵：可以看作是体系混乱度(或无序度)的量度。用S表示。（2）热力学第三定律：对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。
（3）熵的定义： 在绝对零度时,任何纯净完整晶态物质的熵等于零，从熵值为零的状态出发，使体系变化到一个大气压和某温度T时熵的改变量称为该物
-1-1质在标准状态下的摩尔绝对熵值，简称为标准熵，用S O m表示，单位： J·mol ·K
（4）规律：
① 凡反应过程中气体计量系数增加的反应，反应ΔS O m > 0；
② 凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的ΔS O m
④ 没有气体参加的反应，反应中物质总计量系数增加的反应ΔS O m > 0；反应中物质计量系数减少的反应，反应的ΔS O m
2.化学反应中过程熵的计算
ΔrS Om = [∑(S Om生成物)]–[∑(SOm反应物)]
2-1-2自由能与化学反应进行的方向
1876年美国科学家Gibbs证明在等温等压下，如果一个反应能被用来作功，则该反应是自发的，反之为非自发。
1.自由能函数的定义
例：
CH4(g)+ 2O2(g)
= CO2(g)+ 2H2O(l)
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
热力学第一定律：ΔU = Q + W
等温可逆条件下：ΔU = Qr + Wmax Qr：可逆过程吸收或放出的热量；
Wmax ： 最大功； W’max ： 最大有用功； ΔG = W’max
G：定义的新函数，自由能函数，意义：
①
当ΔG
②
当ΔG > 0时，W’max> 0, 表明过程非自发，要使过程进行，必须由环境对体系做功。
2.标准生成自由能ΔfG O m
在热力学标准态下，由处于稳定状态的单质生成1mol纯物质时，反应的自由能变化为该物质的标准生成自由能。
用ΔfG O m
单位：kJ·mol-1
规定：在标准态下，稳定单质的生成自由能ΔfG O m = 0 3.化学反应中过程自由能变ΔfGOm的计算
aA
+
bB
===
cC +
dD ΔrG Om = [∑(ΔfG Om生成物)]–[∑(ΔfGOm反应物)]
4.吉布斯-赫姆霍兹方程
ΔG = ΔHTΔrS Om
5.反应自发性的判断
根据ΔrG大小来判断：
ΔrG
ΔrG > 0, 正向反应非自发，逆向反应自发
2-2-1 化学反应速率
2-1-1化学反应速率的定义：
化学反应速率：——单位时间内反应物或产物浓度改变的量的绝对值。aA + bB === gG + dD nB：物质B在反应式中的计量系数。对于反应物，取负值，表示减少；对于生成物，取正值，表示增加。
化学反应速率：r =︱ΔnB /Δt︱
对于在体积一定的密闭容器里进行的化学反应，可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的 增加来表示：
①平均速率r =︱ΔcB / Δt︱ ②瞬时速率 r =︱dcB / dt︱
影响反应速率的因素内因：反应的活化能大小 外因：浓度、温度、催化剂
2.2.2 化学反应活化能
1．碰撞理论（Collision Theory）有效碰撞的条件：
相互碰撞的分子应用合适的碰撞取向，相互碰撞的分子必须有足够的能量，反应速率与碰撞频率Z，分子有效碰撞分数f，以及方位因子p有关
r = Z·P·f Z碰撞因子 P频率因子 f能量因子 2．过渡状态理论
要点：在反应物相互接近时，要经过一个中间过渡状态，即形成所谓的活化络合物，活化络合物既可以分解为反应物分子，也可以分解为产物分子。活化络合物和反应物(或生成物)存在能垒，这一能垒被称为正反应（或逆反应）的活化能
讨论：比较过渡态理论的活化能与碰撞理论的活化能 Ea正-Ea逆 = △rH 活化能是决定反应速率的内在因素
2.2.3 影响化学反应速率的因素
浓度对化学反应速率的影响
1.基元反应： 对于简单反应，反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化产物的反应。2.基元反应的化学反应速率方程式：可由质量作用定律描述。
k称为反应的数率常数: ①可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的反应速率；
②k由化学反应本身决定，是化学反应在一定温度时的特征常数； ③相同条件下，k值越大，反应速率越快； ④ k的数值与反应物的浓度无关。3．非基元反应：
反应物分子需经几步反应才能转化为生成物的反应。4．非基元反应的速率方程式
不能只根据反应式写出其反应速率方程，必须根据实验测定的结果及验证，推出反应的反应机理复杂的非基元反应 → 分成若干个基元反应 → 反应最慢的一步作为控制步骤最慢的一个反应就控制了该复杂反应的反应速率
5．反应级数
基元反应 aA + bB = gG rB = k(cA)a ·(cB)b
a + b 表示该反应级数。对于物质A是a级反应，对物质B是b级反应。6．反应级数的意义：
①表示了反应速率与物质的量浓度的关系； ②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关 7．速率常数的单位
零级反应: r = k(cA)0
k的量纲为mol·dm-3·s-1 一级反应:r = kcA；
k的量纲为s-1 二级反应r = k(cA)
2k的量纲为mol-1·dm·s-1三级反应r = k(cA)k的量纲为mol-2·dm2·s-18．气体反应
可用气体分压表示
温度对化学反应速率的影响
1．Arrhenius(阿仑尼乌斯)公式 k = A rxp（－Ea /RT）
A： 反应的频率因子，对确定的化学反应是一常数，A与k同一量纲；
Ea：反应活化能；R： 8.314 J·mol-1·K-1T： 热力学温度 2．阿仑尼乌斯公式的应用 求出任一温度下该反应的k值 ① 作图法
② 根据二点进行计算
催化剂对化学反应速率的影响
正催化：加速反应速率；负催化：减慢反应速率 1．催化剂改变反应速率的原因
降低了反应的活化能；不改变反应的自由能，也不改变平衡常数K0；缩短平衡到达的时间，加快平衡的到来。
2．催化类型
化学催化、均相催化、非均相催化；生物催化：生命体中各种酶的催化； 物理催化、光催化、电催化。例如：均相催化
CH3CHO → CH4 + CO
Ea = 190 KJ·mol-1 例如：均相催化
CH3CHO → CH4 + CO
Ea = 190 KJ·mol-1以I2作催化剂
CH3CHO
→ CH4 + CO
Ea = 136 KJ·mol-1CH3CHO + I2 → CH3I + HI + CO CH3I + HI → CH4 + I
2反应活化能大大降低 非均相催化 2N2O === 2N2 + O2
Ea = 250 KJ·mol-1用金粉做催化剂，金粉吸附形成N≡N ××× Au中间体
2N2O === N≡N ¾O××× Au → 2N2 + O2
Ea = 120 kJ·mol-1 3．催化剂的特征
催化活性、选择性、稳定性、再生性 4．催化剂的选择性 C2H5OH =CH3CHO + H2 C2H4 + 1/2O2=CH2 ¾ CH2（Ag催化）
