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第三章催化反應的熱力學和動力學一、催化反應的熱力學二、催化反應動力學催化反應的熱力學化學和酶催化反應和普通化學反應一樣,都是受反應物轉化為產(chǎn)物過程中的能量變化控制的。因此要涉及到化學熱力學、統(tǒng)計學的概念。下面對催化反應熱力學作簡要介紹、催化反應的熱力學、熱力學第一定律2、熱力學第二定律3、反應物和產(chǎn)物的熱力學參數(shù)差的計算4、熱力學活化參數(shù)的計算5、熱力學活化參數(shù)物理意義1、熱力學第一定律注意體系和環(huán)境的概念,注意體系的分類內(nèi)容:是能量守恒與轉化定律在熱現(xiàn)象領域內(nèi)所具有的特殊形式,說明熱力學能、熱和功之間可以相互轉化但總的能量不變也可以表述為:第一類永動機是不可能制成的。第一定律是人類經(jīng)驗的總結。1、熱力學第一定律設想態(tài)(1)-態(tài)(2),根據(jù)能量守恒定律,若在過程中體系從環(huán)境吸入熱Q,對環(huán)境做了W的功,則體系內(nèi)能的變化是△U=Q+W對微小變化:dU=8Q+8W適用于宏觀靜止且無外力場作用的封閉體系的任意過程注意功的取號、注意熱力學能是狀態(tài)函數(shù)。1、熱力學第一定律大多數(shù)化學和酶催化反應都在常壓下進行.在這一條件下操作的體系,從環(huán)境吸收熱量時(Q)將伴隨體積的增加,換言之,體系將完成功(W).在常壓P,體積增加所作的功為W=P△V此時,熱力學第一定律變?yōu)椤鱑=Q+P△V注意熱力學第一定律引入的另外一個函數(shù)H1、熱力學第一定律冷對在常壓下操作的封閉體系,Q=△H,△H是體系熱函的變化。因此,對常壓下操作的體系:熱力學律的表達式為:△H=△U+p△V冷△U和p△V描述許多化學反應十分重要。但對發(fā)生在水溶液中的反應有其特殊性,因為水溶液中的反應沒有明顯的體積變化,p△H接近于零△△U,所以對在水溶液中進行的任何反應,可以用熱函的變化△H來描述總能量的變化,而這個量△H是可以測定的。△HdT=Inc.dTa+bt+ct22、熱力學第二定律化學變化進行的方向和限度問題是熱力學第二定律所回答的問題。內(nèi)容:克勞修斯(Clausius)的說法:“不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體,而不引起其它變化。”開爾文(Kelvin)的說法:“不可能從單一熱源取出熱使之完全變?yōu)楣?而不發(fā)生其它的變化?！焙髞肀粖W斯特瓦德(Ostward)表述為:“第二類永動機是不可能造成的2、熱力學第二定律oQ數(shù)學表達式A→BA→B≥0SO對于微小變化d

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