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【正文】 ，令 則得： dtdnVvv ＝dnv＝ddtdV v＝BBBB???111ξξBB ＝dcVdndtdcvv＝BB?1 化學計量方程式 N2+3H2→ 2NH3 =1︰ 1︰ 1 優(yōu)點 : 用這種方式表述化學反應速率 ，一個化學反應就只有一個反應速率值 ，它不會隨取的反應物或生成物的不同而出現(xiàn)不同的數(shù)值 。mol1K1) 解法 (1)?rGm?=?ν i?fGm?(產(chǎn)物 )+?ν i?fGm?(反應物 ) ?rGm?=?fGm?(CaO,s)+?fGm?()]+?fGm?() = () =－ 1 解法 (2)： ?rGm? = ?rHm? – T ?rSm? ?rHm?=?νi?fHm?(產(chǎn)物 ) +?νi?fHm?(反應物 ) = ?fHm?(CaO,s)+?fHm?()?fHm?()] = [－ － ]－ (－ ) = － 1 ?rSm?=[1 (CaO， S)+1 (CO2， g)] +[(－ 1) (CaCO3， s)] =(+)+(1) = ?rGm? = ?rHm? – T ?rSm? ?－ 10－ 3 =－ 1 0 所以在 ，標準態(tài)下 CaCO3不能自發(fā)分解。K 1 ?rS?0， 、標準態(tài)下 ,熵減反應 ?rS?0， 、標準態(tài)下 ,熵增反應 熵增 有利于反應的自發(fā)進行 ,對非孤立 體系，僅用作反應自發(fā)性的依據(jù)也不全面 如 T，水 → 冰， ?rS?0，自發(fā) 這表明一個過程（或一個反應）的 自發(fā)性，與△ H、△ S有關，同時也與 T有關 。 僅把焓變作為化學反應自發(fā)性的普遍判據(jù)不全面。 （ 3） 反應的給定條件下進行的限度（ 化學平衡 ） 。 化學反應的方向和吉布斯自由能變 一 化學反應的自發(fā)性 自發(fā)過程 —— 在一定條件下不需外界做功 ， 一經(jīng)引發(fā)就能自動進行的過程 。 體系自身屬性 ， 狀態(tài)函數(shù) 物質(zhì) （ 體系 ） 的混亂度越大 ， 熵值越大 規(guī)定： 0K時 ， 任何純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)的熵值為 0， 即 So=0 若一純晶體從 0K→TK 其熵值為 ST， 則此過程的熵變量 ΔS=STSo=ST 標準摩爾熵 Sm? ：某單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標準態(tài)下的熵值 。 kJ 167。 有效碰撞 ——能發(fā)生反應的碰撞 非有效碰撞 ——不能發(fā)生反應的碰撞 發(fā)生有效碰撞所必須具備的最低能量以 Ec 表示。 當分解形成生成物后，整個體系勢能迅速下降，反應即完成 E b，正b，逆E△ r mHabc(NO +CO )E 2(NO 2E +CO )E [ONOCO] 反應進程勢能 過渡狀態(tài)理論中，活化能指反應進行所必須克服的勢能壘。 一定溫度下 ， 不同反應的反應速率率常數(shù) kc不同 ， 同一反應 k值與濃度 、壓力無關 ， 但與反應物的性質(zhì) ， 反應的溫度及催化劑等因素有關 k含義：當反應物為單位濃度時的 k=v，可見 k值越大，表明在給定條件下反應速率越大。c(C12H22O11) （ 2） 固體或純液體 如果它們不溶于其它反應介質(zhì) ， 則不存在 “ 濃度 ” 概念 ，“ 濃度 ” 為定值 ， 體現(xiàn)在常數(shù)內(nèi) ， 濃度項中不列入 溫度對反應速率的影響 一般 ， 溫度升高 ， 反應速率增大 原因：升溫不僅碰撞次數(shù)增加 ， 使一些低能量分子獲得能量成為活化分子 ， 使活化分子百分數(shù)增大 ， 有效碰撞次數(shù)增加 ， v增大 定量規(guī)律 ： 1884年荷蘭物理化學家范特霍夫歸納出一條經(jīng)驗規(guī)則：反應溫度每升高 10K， 反應速率或速率常數(shù)一般增大 2~4倍 催化劑對反應速率的影響 催化劑 : 能顯著改變反應速率 ， 而在反 應前后自身組成 ， 質(zhì)量和化學性質(zhì)基本 不變的物質(zhì) 。 化學反應的限度 一 可逆反應與化學平衡 可逆反應 ：同一條件下 ， 可同時向正 、逆兩個方面進行的反應 不可逆反應 ：反應物全部轉(zhuǎn)化為生成物 化學平衡： 定溫下 ， 含有定量反應物的密閉容器中 ， V正 =V逆 時 ， 體系所處的狀態(tài) 2SO2+O2 2SO3 特征 （ 1） V正 =V逆 平衡后 ， 條件不變 ， 體系中各物質(zhì)的量不隨時間變化而變化 （ 2） 動態(tài)平衡 （ 3） 有條件的 二 平衡常數(shù) 實驗平衡常數(shù) 例： cC(g)+dD(g) yY(g)+z(g) 任何可逆反應 ， 定溫下 ， 平衡時 Kc——濃度平衡常數(shù) Kp——壓力平衡常數(shù) dczyc DcCcZcYc＝K)]([)]([)]([)]([)()()()(DPCPZPYP＝Kdczyp 注意 （ 1） 數(shù)值與單位隨分壓或濃度的單位不同而不同 。 某反應物已轉(zhuǎn)化的量反應開始時該反應物的總量某反應物已消耗的濃度反應物起始濃度 四 、 化學平衡的移動 化學平衡移動 —— 因外部條件改變使可逆反應從一種平衡態(tài)向另一平衡態(tài)轉(zhuǎn)化的過程 （ 一 ） 濃度對化學平衡的影響 ?rGm=?rGm? +RTlnJ ?rGm?= RTlnK? ?rGm=RT ln(J/K?) 化學反應等溫方程式 判斷反應自發(fā)方向
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