《大学普通化学》课件PPT 1.ppt

(1)同一物质可因不同的聚集状态而形成不同的相。如：水、蒸气、冰为不同的相。 (2)一个相并不一定是一种物质。如：空气或溶液。 (3)聚集状态相同的物质放在一起，并不一定是单相系统。如：水和油。 热力学第二定律:对孤立系统,自发过程是 向着熵增加的方向进行。 注意此孤立系统是包括系统和环境在内的大孤立系统,即: △S孤 = △S 系 + △S环 熵判据: △S孤 > 0 自发过程 △S孤 = 0 平衡状态 由于△S环 无法计算,故此判据不具有普遍意义 由热力学推导: 定温定压下 (T) = W最大/?? 对原电池 (T) = W电/?? ?? 为反应进度的改变量 2.气体分压 k：反应速率系数(rate coefficient of reaction) 其单位与反应的总级数有关 k = k的物理意义：给定温度下各反应物浓度 为单位物质的量浓度时的反应速率。 Arrhenius方程式 Arrhenius方程式的应用 对Arrhenius方程的进一步分析 催化反应分为均相催化和非均相催化 均相催化:反应物、产物、催化剂均处在一个 相中。 气相均相催化 SO2 + 1/2 O2 SO3 液相均相催化 C12H22O11+H2O C6H12O6+C6H12O6 非均相催化:反应物、产物、催化剂可处在不同 相中 N2O N2+ 1/2 O2 碰撞理论认为: 当反应物浓度增加时,活化分子的数 量增加，有效碰撞次数增加,反应速率加快。 当温度提高时，活化分子的百分数增加，有效碰撞次数增加,反应速率加快。 碰撞时，分子的几何方位要有利于新键的生成。 　2.活化配合物理论 　　　活化配合物 (activated complex):发生反应时生成的一种不稳定的高能态的中间化合物，也称过渡态。 　　活化能 Ea (activated energy): 活化配合物 　的最低能量与反应物平均能量之差。 图中： Ea（1）为正反应活化能 Ea（2）为逆反应活化能 对一般化学反应，正反应的焓变为： ΔrHm= Ea（1）- Ea（2） 当Ea(1) ＜ Ea(2)时 ΔrHm ＜0 为放热反应； 当Ea(1) ＞ Ea(2)时 ΔrHm ＞0 为吸热反应。 2. 链反应 链反应(chain reation) :由元反应组合而成的复杂反应,一经引发,会以连锁方式连续不断地反应下去。 链反应三个阶段：以H2+Cl2=2HCl反应为例 (1)链的引发(chain initiation) Cl2 + hv → Cl· + Cl· (2)链的传递(chain transfer) Cl· + H2 → HCl + H· H· + Cl2 → HCl + Cl· ┆　　　　　　┆ (3)链的终止(chain termination) Cl· + Cl· → Cl2 C2H5· + C2H5· → C2H4 + C2H6 3.光化学反应 光化学反应(photochemical reaction):由于 吸收光量子而引起的化学反应。如： NO2 NO2* → NO + O 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2 能吸收光辐射并把光能传递给反应物，使反应物反应，而本身在反应前后并不发生变化，这种物质称感光剂或光敏剂。 (3) υ =8.0× 104 dm6·mol-2 ·s-1