第1章 總結(jié).doc

第1章 化學反應(yīng)基本規(guī)律1.1 本章小結(jié)1.1.1. 基本要求（包括重點和難點）第一節(jié) 系統(tǒng)與環(huán)境、相的概念 第二節(jié) 化學反應(yīng)的質(zhì)量守恒定律-化學計量方程式 狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)、熱、功、熱力學能的概念化學反應(yīng)的能量守恒定律-熱力學第一定律焓、化學反應(yīng)熱-定容熱和定壓熱、蓋斯定律、標準摩爾生成焓、化學反應(yīng)熱（標準摩爾焓變）的計算第三節(jié)熵、熱力學第三定律、標準摩爾熵、標準摩爾熵變的計算吉布斯函數(shù)、定溫定壓下化學反應(yīng)方向的判據(jù)、熵變及焓變與吉布斯函數(shù)變之間的關(guān)系（吉布斯-亥姆霍茲公式）、標準摩爾生成吉布斯函數(shù)、標準摩爾吉布斯函數(shù)變的計算、定溫定壓下任意狀態(tài)摩爾吉布斯函數(shù)變的計算（化學反應(yīng)等溫方程式）第四節(jié) 氣體分壓定律、標準平衡常數(shù)、標準摩爾吉布斯函數(shù)變與標準平衡常數(shù)之間的關(guān)系、混合氣體系統(tǒng)的總壓改變對化學平衡的影響及其定量計算、溫度對化學平衡的影響及其計算第五節(jié) 化學反應(yīng)速率的表示法、反應(yīng)進度反應(yīng)速率理論、活化能、化學反應(yīng)熱效應(yīng)（焓變）與正逆反應(yīng)活化能之間的關(guān)系基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)、質(zhì)量作用定律基元反應(yīng)速率方程、速率常數(shù)、反應(yīng)級數(shù)溫度與反應(yīng)速率常數(shù)之間的關(guān)系及其計算催化劑對反應(yīng)速率的影響第六節(jié)鏈反應(yīng)、光化學反應(yīng)1.1.2. 基本概念第一節(jié)系統(tǒng)與環(huán)境(三類熱力學系統(tǒng)) 系統(tǒng)是人為劃定作為研究對象的那部分物質(zhì)；環(huán)境是系統(tǒng)以外并與之密切相關(guān)的其他物質(zhì)。系統(tǒng)和環(huán)境之間通過物質(zhì)和能量的交換而相互作用，按照物質(zhì)和能量交換的不同情況，可將系統(tǒng)分為三種：（1）敞開系統(tǒng) 與環(huán)境之間既有物質(zhì)交換又有能量交換；（2）封閉系統(tǒng) 與環(huán)境之間僅存在能量交換，不存在物質(zhì)交換；（3）孤立系統(tǒng) 與環(huán)境之間既無物質(zhì)交換，也無能量交換。相（相與聚集態(tài)） 系統(tǒng)中的任何物理和化學性質(zhì)完全相同的部分叫做相，不同相之間有明顯的界面，但有界面不一定就是不同的相，例如相同的固態(tài)物質(zhì)。對于不同的相，在相界面兩側(cè)的物質(zhì)的某些宏觀性質(zhì)（如折射率、密度等）會發(fā)生突變。聚集狀態(tài)相同的物質(zhì)在一起，并不一定是單相系統(tǒng)（如油與水的混合），同一種物質(zhì)可因聚集狀態(tài)不同而形成多相系統(tǒng)（如冰、水及水蒸氣）。單相（均勻）和多相（不均勻）系統(tǒng) 系統(tǒng)由一個相組成，稱為單相系統(tǒng)或均勻系統(tǒng)，比如氣體（單一組分、混合）和溶液都是單相系統(tǒng)。系統(tǒng)由兩個或多于兩個相組成，稱為多相系統(tǒng)或不均勻系統(tǒng)。比如不同液體、不同固體之間，同一種物質(zhì)不同聚集狀態(tài)共存的系統(tǒng)等。第二節(jié)質(zhì)量守恒定律（物質(zhì)不滅定律-化學反應(yīng)計量方程) 在化學反應(yīng)中，原子本身不發(fā)生變化，發(fā)生變化的是原子的組合方式。物質(zhì)的質(zhì)量既不能創(chuàng)造，也不能毀滅，只能由一種形式轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N形式?？捎没瘜W反應(yīng)計量方程式表述反應(yīng)物與生成物之間的原子數(shù)目和質(zhì)量的平衡關(guān)系，即參加反應(yīng)的全部物質(zhì)的質(zhì)量等于全部反應(yīng)生成物的質(zhì)量?；瘜W計量數(shù) 在化學計量方程式中，各物質(zhì)的化學式前的系數(shù)稱為化學計量數(shù)，用符號vB表示，量綱為1。將反應(yīng)物的計量數(shù)定為負值，而生成物的計量數(shù)定為正值。化學計量方程通式即：0=BvBB狀態(tài) 用來描述系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)（如壓力、體積、溫度、物質(zhì)的量）的總和。系統(tǒng)的性質(zhì)確定，其狀態(tài)也就確定了，反過來，系統(tǒng)的狀態(tài)確定，其性質(zhì)也就有確定的值。狀態(tài)函數(shù) 用來確定系統(tǒng)狀態(tài)性質(zhì)的物理量，如壓力、體積、溫度、物質(zhì)的量、熱力學能、焓、熵、自由能等就叫做狀態(tài)函數(shù)，它是系統(tǒng)自身的性質(zhì)。狀態(tài)函數(shù)有三個主要特點：（1） 狀態(tài)一定，其值一定（2） 殊途同歸，值變相等（3） 周而復(fù)始，值變?yōu)榱銦崃W能及其特征 宏觀靜止系統(tǒng)中，在不考慮系統(tǒng)整體運動的動能和系統(tǒng)在電磁場、離心力場等外場中的勢能的情況下，系統(tǒng)內(nèi)各種能量的總和稱為系統(tǒng)的熱力學能（U），包括系統(tǒng)內(nèi)部各種物質(zhì)的分子平動能、分子間轉(zhuǎn)動能、分子振動能、電子運動能、核能等（不包括系統(tǒng)整體運動的動能和系統(tǒng)整體處于外力場中具有的勢能）。其特征表現(xiàn)在：（1）無法知道一個熱力學系統(tǒng)的熱力學能的絕對值；（2）是一個狀態(tài)函數(shù)，熱力學能的改變量只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)；（3）具有加和性，與系統(tǒng)中物質(zhì)的量成正比。熱 指由于溫度不同而在系統(tǒng)與環(huán)境之間能量傳遞的形式叫做熱，用符號Q表示，它是系統(tǒng)和環(huán)境發(fā)生能量交換的一種形式。熱不是狀態(tài)函數(shù)，與過程有關(guān)。功(體積功 有用功) 指系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外的其它傳遞能量的形式叫做功，用符號W表示。熱力學中將功分為體積功和非體積功兩類。在一定外壓下，由于系統(tǒng)體積的變化而與環(huán)境交換能量的形式稱為體積功（又稱膨脹功）；除體積功以外的一切功稱為非體積功（或稱有用功、其它功），用符號W表示，書中遇到的非體積功有表面功、電功等。功與熱一樣都不是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與途徑有關(guān)。功的單位為Pa m=JQ和W的符號規(guī)定 一般規(guī)定，系統(tǒng)吸收熱，Q為正值；系統(tǒng)放出熱，Q為負值；系統(tǒng)對環(huán)境做功，W為負值，環(huán)境對系統(tǒng)做功，W為正值。熱力學第一定律數(shù)學表達式 若封閉系統(tǒng)由始態(tài)（熱力學能為U1）變到終態(tài)（熱力學能為U2），同時系統(tǒng)從環(huán)境吸熱Q，得功W，則系統(tǒng)熱力學能的變化為DU=U2-U1=Q+W它表示封閉系統(tǒng)以熱和功的形式傳遞能量，必定等于系統(tǒng)熱力學能的變化?；瘜W反應(yīng)的反應(yīng)熱 通常把只做體積功，且始態(tài)和終態(tài)具有相同溫度時，系統(tǒng)吸收或放出的熱量稱為化學反應(yīng)的反應(yīng)熱。按照反應(yīng)條件不同，又可分為恒容反應(yīng)熱和定壓反應(yīng)熱。恒容（定容）反應(yīng)熱 在恒容、不做非體積功的條件下，DV=0，W=-PDV=0，W=0，所以DU= Q+W=QV；其意義是：在定容條件下進行的化學反應(yīng)，其反應(yīng)熱等于該系統(tǒng)中熱力學能的改變量。恒壓（定壓）反應(yīng)熱 在定壓、只做體積功的條件下，W=-PDV，W=0，所以DU= Q+W=QP-PDV QP = DU+PDV=(U2-U1)+P(V2-V1)=( U2+P2V2)-(U1+P1V1)=H2-H1=DH；其意義是：等壓過程反應(yīng)熱等于系統(tǒng)焓的改變量。焓及其特征 熱力學狀態(tài)函數(shù)，符號為H，H=U+PV。焓具有加和性。由于熱力學能的絕對值無法測得，所以焓的絕對值也無法知道。蓋斯定律 化學反應(yīng)的反應(yīng)熱（在定壓和定容下）只與物質(zhì)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。也可表述為，一個總反應(yīng)的反應(yīng)熱等于其所有分步反應(yīng)的反應(yīng)熱（）的總和，即。標準摩爾生成焓 在一定溫度和標準狀態(tài)下，由參考態(tài)單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量某物質(zhì)B時反應(yīng)的焓變，以符號表示，SI單位為kJmol-1。參考態(tài)單質(zhì)的標準摩爾生成焓(T)（參考態(tài)單質(zhì)）為0；水合H+的標準摩爾生成焓（H+，aq）為0。一般附表中列出的是物質(zhì)在298.15.k時的標準摩爾生成焓的數(shù)據(jù)。標準摩爾焓變 某一溫度下，反應(yīng)中各物質(zhì)處于標準態(tài)時的摩爾焓變稱為該反應(yīng)的標準摩爾焓變，以符號（T）表示。對化學反應(yīng)來說，反應(yīng)的標準摩爾焓變等于生成物標準摩爾生成焓的總和減去反應(yīng)物標準摩爾生成焓的總和。溫度變化不大時，反應(yīng)的焓變可以看成是不隨溫度變化的，即（T）(298.15K)熱力學標準態(tài) 氣體物質(zhì)的標準態(tài)：標準壓力Pq=100.00kPa；溶液（溶質(zhì)為B）的標準態(tài)：標準壓力時，標準質(zhì)量摩爾濃度bq=1.0molkg-1，并表現(xiàn)為無限稀溶液特性時溶質(zhì)B的假想狀態(tài)；液體和固體的標準態(tài)：標準壓力Pq=100.00kPa下的純液體和純固體。參考態(tài)元素（單質(zhì)） 一般指在所討論T、P下最穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)或規(guī)定的單質(zhì)。根據(jù)標準摩爾生成焓的定義，參考態(tài)元素的標準摩爾生成焓為零。第三節(jié)自發(fā)過程 指在一定條件下不需任何外力作用就能自動進行的過程?？刂葡到y(tǒng)變化方向的自然規(guī)律（1）從過程的能量來看，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最低能量狀態(tài)；（2）從系統(tǒng)中質(zhì)點分布和運動狀態(tài)來分析，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度；（3）凡是自發(fā)過程通過一定的裝置都可以做有用功。熵及其特征 熵用來表征系統(tǒng)內(nèi)部質(zhì)點的無序度或混亂度。符號為S，是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性，與系統(tǒng)中物質(zhì)的量成正比。（1） 物質(zhì)的熵值隨溫度升高而增大；這是因為動能隨溫度升高而增大，導(dǎo)致微粒運動的自由度增大的緣故。（2） 同一物質(zhì)在氣態(tài)的熵值總是大于液態(tài)的熵值，液態(tài)的熵值又大于固態(tài)的熵值；（3） 氣態(tài)多原子分子的比單原子分子大；（4） 壓力對氣態(tài)物質(zhì)的熵值影響較大，壓力越高，熵值越?。唬?） 對摩爾質(zhì)量相同的不同物質(zhì)而言，其結(jié)構(gòu)越復(fù)雜，對稱性越低，值越大；（6） 混合物的熵值總是大于純凈物的熵值。絕對熵 根據(jù)熱力學第三定律，規(guī)定0K純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)的熵為零；因此，如果知道某物質(zhì)從0K到指定溫度下的熱力學數(shù)據(jù)，如熱容、相變熱等，便可求出此溫度下的熵值，稱為“絕對熵”。摩爾熵 單位物質(zhì)的量的物質(zhì)B的絕對熵叫做摩爾熵。標準摩爾熵 在一定溫度和標準狀態(tài)下的摩爾熵稱為標準摩爾熵，符號，單位是J mol-1K-1。注意，參考態(tài)元素的標準摩爾熵不等于零。一般附表中列出的是物質(zhì)在298.15.k時的標準摩爾熵的數(shù)據(jù)。標準摩爾熵變 指在一定溫度和標準態(tài)條件下，終態(tài)與始態(tài)之間標準摩爾熵的改變量。對化學反應(yīng)來說，反應(yīng)的標準摩爾熵變等于生成物標準摩爾熵的總和減去反應(yīng)物標準摩爾熵的總和。對于同一個反應(yīng)，由于反應(yīng)物和生成物的熵值隨溫度升高而同時相應(yīng)增加，標準摩爾熵變隨溫度變化較小，所以（T）（298.15K）吉布斯函數(shù)及其特征 吉布斯函數(shù)是熱力學系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)，其定義式為G=H-TS. 吉布斯函數(shù)具有加和性。由于焓的絕對值無法測得，所以吉布斯函數(shù)的絕對值也無法知道。吉布斯函數(shù)變與焓變、熵變的關(guān)系 G=H-TS 類型 H S G 評論1 - + - 任何溫度均自發(fā)2 + - + 任何溫度非自發(fā)3 - - 低溫- 低溫自發(fā)高溫+ 高溫非自發(fā)4 + + 高溫- 高溫自發(fā)低溫+ 低溫非自發(fā)吉布斯函數(shù)變與有用功的關(guān)系 系統(tǒng)吉布斯函數(shù)的減少等于它在定溫、定壓下對環(huán)境所可能做的最大有用功 G= Wmax標準摩爾生成吉布斯函數(shù) 在一定溫度和標準狀態(tài)下，由參考態(tài)元素生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)時反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變，以符號表示，SI單位制單位為kJmol-1。標準摩爾吉布斯函數(shù)變 指在某一溫度下，各物質(zhì)都處于標準態(tài)時化學反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)的變化，以符號（T）表示。對化學反應(yīng)來說，反應(yīng)的標準摩爾吉布斯函數(shù)變等于生成物標準摩爾生成吉布斯函數(shù)的總和減去反應(yīng)物標準摩爾生成吉布斯函數(shù)的總和。非標準態(tài)摩爾吉布斯函數(shù)變與標準摩爾吉布斯函數(shù)變的關(guān)系 根據(jù)化學反應(yīng)等溫方程式有（T）= （T）+ RTlnB()，B為連乘算符熵判據(jù) 在孤立系統(tǒng)中，自發(fā)過程向著熵增大的方向進行。即：DS為正值的過程（熵增過程）是自發(fā)過程，而DS為負值的過程（熵減過程）是非自發(fā)過程。吉布斯函數(shù)判據(jù) 在等溫等壓，系統(tǒng)不做非體積功的條件下：DG0，正向過程非自發(fā)，逆向過程可自發(fā)進行；DG=0，系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)。第四節(jié)可逆反應(yīng) 若一個化學反應(yīng)系統(tǒng)，在相同條件下可以由反應(yīng)物之間相互作用生成生成物（正反應(yīng)），同時生成物之間也可以相互作用生成反應(yīng)物（逆反應(yīng)），這樣的反應(yīng)就叫可逆反應(yīng)?？赡嫘允腔瘜W反應(yīng)的普遍特征?；瘜W平衡狀態(tài) 當可逆反應(yīng)進行到最大限度時，系統(tǒng)中反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時間而改變，反應(yīng)似乎已經(jīng)“停止”，系統(tǒng)的這種表面上靜止的狀態(tài)叫化學平衡狀態(tài)。即化學平衡是動態(tài)平衡，是有條件的、相對的、暫時的。標準平衡常數(shù) 當反應(yīng)達到動態(tài)平衡時，用各組分在平衡時的相對濃度或相對分壓（氣相反應(yīng)）來定量表達化學反應(yīng)的平衡關(guān)系的常數(shù)即標準平衡常數(shù)。它表達反應(yīng)進行的程度：Kq值越大，平衡系統(tǒng)中生成物越多而反應(yīng)物越少，反之亦然。標準平衡常數(shù)是反應(yīng)的特性常數(shù)，是由反應(yīng)的本性決定的，僅與溫度有關(guān)，與系統(tǒng)組分的濃度和壓力無關(guān)；量綱為1；其值與反應(yīng)方程式的寫法有關(guān)。對于反應(yīng)aA+bB=cC+dD（1） 如果四種物質(zhì)都是氣體， Kq=，Pq=100.00KPa（2） 如果是稀溶液，bq=1.0 molKg-1（3） 如果是多相共存的反應(yīng)，比如aA(g)+fF(l)=gG(s)+dD(aq)，則平衡常數(shù)Kq=，純液體和純固體不用考慮。分體積 相同溫度下，組分氣體具有混合氣體相同壓強時所占有的體積。體積分數(shù) 該組分氣體的分體積與總體積之比摩爾分數(shù) 某組分氣體的物質(zhì)的量與混合氣體的總物質(zhì)的量之比。X(B)= 分壓力 在氣相反應(yīng)中，每一組分氣體的分子都會對容器壁碰撞并產(chǎn)生壓力，這種壓力稱為組分氣體的分壓力。 分壓定律 在溫度相同，容器的體積固定不變的條件下，幾種不同的氣體混合成一種氣體混合物時，此氣體混合物的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和。這就是道爾頓提出的氣體分壓定律。分壓和總壓之間的關(guān)系可以表示為：p(A)=p(A)為氣體混合物中A組分的分壓力。多重平衡規(guī)則 如果多個化學反應(yīng)計量方程式經(jīng)過線性組合得到一個總的化學反應(yīng)計量方程式，則總反應(yīng)的標準平衡常數(shù)等于各反應(yīng)的標準平衡常數(shù)之積或商。這一結(jié)論稱為多重平衡規(guī)則。即，如果反應(yīng)III=反應(yīng)I+反應(yīng)II則如果反應(yīng)III=反應(yīng)I 反應(yīng)II則平衡轉(zhuǎn)化率 某指定反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率是指該反應(yīng)物在平衡狀態(tài)時，已消耗的部分占該反應(yīng)物初始用量的百分數(shù)。標準吉布斯函數(shù)變與平衡常數(shù)的關(guān)系 由化學反應(yīng)等溫方程式可推導(dǎo)出（T）=-RTln Kq可逆反應(yīng)進行的方向 rGm rGm 0 正向反應(yīng)非自發(fā)，逆向反應(yīng)自發(fā)進行化學平衡的移動（壓力、溫度對平衡的影響） 外界條件改變時一種平衡狀態(tài)向另一種新的平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程叫化學平衡的移動。對化學平衡系統(tǒng)而言，外界條件指的是濃度、壓力和溫度，前兩者引起的化學平衡移動不改變平衡常數(shù)，而溫度的改變導(dǎo)致的平衡移動改變平衡常數(shù)，另外，催化劑同等程度地提高正、逆反應(yīng)的速率從而加快平衡狀態(tài)的到達，不改變平衡常數(shù)。具體如下：（1） 濃度的影響 增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度時平衡正向移動；反之，平衡逆向移動。（2） 壓力的影響 壓力對平衡的影響實質(zhì)是通過濃度的變化起作用。由于固液相濃度幾乎不隨壓力變化，因而改變壓力對無氣相參與的系統(tǒng)影響甚微。另外，壓力變化只對那些反應(yīng)方程式兩端氣體分子數(shù)不相同的反應(yīng)有影響；增大系統(tǒng)的總壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動；減小壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。需要指出的是，改變系統(tǒng)的總壓，各組分的分壓都會發(fā)生改變。（3） 溫度的影響 升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動?？梢远坑懻摐囟葘ζ胶獬?shù)的影響，即或勒夏特列原理 假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，如濃度、壓力或溫度，平衡就向能減弱這個改變的方向移動。這一定性判斷平衡移動的規(guī)則，1884年由法國科學家Le Chtelier提出來。第五節(jié)化學反應(yīng)速率表示法 瞬時速率：V= 單位：moldm-3S-1 反應(yīng)進度 對于一個反應(yīng)：bAYy 反應(yīng)開始時，Y的物質(zhì)的量/mol n0(Y)反應(yīng)經(jīng)時間t后,Y的物質(zhì)的量/mol n(Y) 定義則 表示反應(yīng)進度,其單位是mol. 反應(yīng)級數(shù) 在反應(yīng)速率方程式中，各反應(yīng)物濃度指數(shù)之和叫做反應(yīng)級數(shù)?；磻?yīng)的反應(yīng)級數(shù)與其計量系數(shù)一致，非基元反應(yīng)的反應(yīng)級數(shù)必須通過實驗來確定，而不能根據(jù)總反應(yīng)方程式的計量系數(shù)直接寫出。反應(yīng)的分級數(shù)和總級數(shù)可以是整數(shù)、負數(shù)以及零，也可以是分數(shù)?；罨?碰撞理論認為：活化分子具有的最低能量與反應(yīng)系統(tǒng)中分子的平均能量之差叫做活化能；過渡狀態(tài)理論認為：活化配合物所具有的最低勢能和反應(yīng)物分子的平均勢能之差叫活化能?；罨芘c反應(yīng)熱之間的關(guān)系 H=Ea.1(正)-Ea.2(逆) 當Ea.1Ea.2 H0吸熱反應(yīng)當Ea.1Ea.2 H0放熱反應(yīng)濃度、溫度、催化劑對反應(yīng)速率的影響 （1） 增大反應(yīng)物的濃度（或氣體壓力），可增加單位體積反應(yīng)物分子總數(shù)，使單位體積中活化分子總數(shù)增加，反應(yīng)速率加快。（2） 升高溫度，能增加活化分子的百分數(shù)，從而使反應(yīng)速率加快。（3） 加入催化劑，改變反應(yīng)的歷程，降低反應(yīng)的活化能，能增加活化分子的百分數(shù)，進而反應(yīng)速率加快。質(zhì)量作用定律 在一定溫度下，基元反應(yīng)的反應(yīng)速率與各反應(yīng)物的濃度的冪的乘積成正比。即：基元反應(yīng) aA+fF=gG+dD其反應(yīng)速率為 基元反應(yīng)與非基元反應(yīng) 基元反應(yīng)指一步完成的簡單反應(yīng)；非基元反應(yīng)則是兩個或兩個以上基元反應(yīng)構(gòu)成的復(fù)雜化學反應(yīng)。反應(yīng)速率常數(shù) 其值由反應(yīng)本性決定。并與反應(yīng)溫度、催化劑以及溶劑等因素有關(guān)，與反應(yīng)物濃度無關(guān)。k的大小直接決定反應(yīng)速率的大小及反應(yīng)進行得難易程度；k的量綱與反應(yīng)級數(shù)有關(guān)。其單位的通式為：（濃度）1-n（時間）-1 即：（moldm-3）1-nS-1阿侖尼烏斯公式 指描述反應(yīng)溫度與反應(yīng)速率關(guān)系的經(jīng)驗公式：式中，A指前因子，是給定反應(yīng)的特性常數(shù)，與k的單位相同； Ea反應(yīng)的活化能，也是反應(yīng)的特性常數(shù)，其單位為kJmol-1。影響多相反應(yīng)速率的因素 多相化學反應(yīng)的反應(yīng)速率不僅與反應(yīng)物濃度、反應(yīng)溫度、催化劑有關(guān)，還與相界面的面積大小、擴散作用、吸附和脫附的速率有關(guān)。相界面面積越大，反應(yīng)速率越快；反應(yīng)物和產(chǎn)物的擴散越快，反應(yīng)速率也越快。1.1.3計算公式集錦熱力學第一定律 對于一封閉系統(tǒng) U=Q+W 熱力學能U、熱Q、功W三者具有相同的量綱J或KJ。U與H的關(guān)系- Qv與Qp的關(guān)系 H= U+ PV 式中：H為焓變；PV為恒壓下的體積功。說明： 對于固體或液體間的反應(yīng)，因V很小，可忽略。所以PV0,H U ，QvQp （Qv代表恒容熱；Qp代表定壓熱）對于氣體反應(yīng)，處在高溫低壓條件下的氣體可近似的當成是理想氣體。已知 PV=nRT (理想氣體狀態(tài)方程)P. T一定時: PV=nRT n =BB（即n等于氣體產(chǎn)物計量系數(shù)之和減去氣體反應(yīng)物計量系數(shù)之和）。H=U+