浙江大學普通化學(第六版)第二章課件化學反應的基本原理與大氣污染控制

1、普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁第 2 章化學反應的基本原理與大氣污染控制 2.1 化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變本章小結本章小結2.2 化學反應的限度和化學平衡2.3 化學反應速率2.4 環(huán)境化學和綠色化學普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 在給定條件下能自動進行的反應或過程叫自自發(fā)反應發(fā)反應或自發(fā)過程自發(fā)過程。自發(fā)過程的共同特征：自發(fā)過程的共同特征：(1) 具有單向性(逆過

2、程不能自發(fā)進行）(2) 有一定的限度(3) 可用一定物理量判斷變化的方向和限度判據(jù)判據(jù)2.1.1 影響反應方向的因素影響反應方向的因素2.1 化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變氣體向真空膨脹； p 例如：例如：熱量從高溫物體傳入低溫物體 T 濃度不等的溶液混合均勻 c 鋅片與硫酸銅的置換反應等 G 普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 自發(fā)過程的逆過程都不能自動進行。當借助外力，體系恢復原狀后，會給環(huán)境留下不可磨滅的影響。 反應能否自發(fā)進行，還與給定的條件有關。 根

3、據(jù)什么來判斷化學反應的方向或者說反應能否自發(fā)進行呢？普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 自然界中一些自發(fā)進行的物理過程中，如物體下落、高山流水等，都伴有能量的變化，系統(tǒng)的勢能降低或損失了。這表明一個系統(tǒng)的勢能有自發(fā)變小的傾向，或者說系統(tǒng)傾向于取得最低的系統(tǒng)傾向于取得最低的勢能勢能。 在化學反應中同樣也伴有能量的變化，但情況要復雜的多。 為此要考慮影響反應方向的因素，所以要引進新的熱力學狀態(tài)函數(shù)熵熵S 和吉布斯函數(shù)吉布斯函數(shù)G。這樣，只要通過熱力學函數(shù)的有關計算而不必依靠實驗，即可知反應

4、能否自發(fā)進行和反應進行的限度。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁1 反應的焓變最低能量原理（焓變判據(jù)）：最低能量原理（焓變判據(jù)）： 1878年，法國化學家年，法國化學家 M.Berthelot和丹麥化學和丹麥化學家家 J.Thomsen提出：提出：自發(fā)的化學反應趨向于使系統(tǒng)自發(fā)的化學反應趨向于使系統(tǒng)放出最多的能量放出最多的能量。(298K) = -285.83kJmol-1rHmH2(g)+ O2(g) H2O(l)21(298K) = -55.84kJmol-1rHmH+(aq) +

5、 OH-(aq) H2O(l)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 焓變只是影響反應自發(fā)性的因素之一，但焓變只是影響反應自發(fā)性的因素之一，但不是唯一的影響因素。不是唯一的影響因素。(放熱有利于反應自發(fā)）放熱有利于反應自發(fā)）有些吸熱反應也能自發(fā)進行。例如：有些吸熱反應也能自發(fā)進行。例如： C100H2O(l) H2O(g)CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)NH4Cl (s) NH4+(aq)+Cl-(aq)= 9.76kJmol-1rHm= 178.32kJmol-1rHm= 4

6、4.0kJmol-1rHm普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 冰的融化冰的融化 建筑物的倒塌建筑物的倒塌 另外另外，許多自發(fā)過程有混亂度增加，許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢的趨勢。 系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)混亂系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)混亂度增大有利于反應自發(fā)地進行。度增大有利于反應自發(fā)地進行。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 熵熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂

7、度(或無序度)的量度。S=k ln k-玻爾茲曼常數(shù) -為系統(tǒng)的微觀狀態(tài)的數(shù)目(熱力學概率)。2 反應的熵變 注注: 系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。 熵熵是狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)函數(shù)。 熵的變化只與始態(tài)、終態(tài)有關，而與途徑無關。熵的變化只與始態(tài)、終態(tài)有關，而與途徑無關。 普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁混合前圖2.3 混合熵示意圖混合后思考思考：兩種氣體混合過程的熵變?nèi)绾?？普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下

8、一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 在隔離系統(tǒng)隔離系統(tǒng)中發(fā)生的自發(fā)反應必伴隨著熵的增加，或隔離系統(tǒng)的熵總是趨向于極大值。這就是自發(fā)過程的熱力學準則，稱為熵增加原熵增加原理理。S隔離 0 這就是隔離系統(tǒng)的熵判據(jù)。熱力學第二定律熱力學第二定律自發(fā)過程平衡狀態(tài)(2.2)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁克勞修斯(Clausius，1850)表述：不能把熱從低溫物體傳到高溫物體,而不產(chǎn)生其它影響。開爾文(Kelvin，1851)表述：不可能從單一熱源吸取熱量使之完全轉變?yōu)楣?，而不?/p>

9、起其它變化。奧斯特瓦德(Ostward)表述：不可能制成第二類永動機。(第二類永動機：從單一熱源吸熱使之完全變?yōu)楣Χ涣粝氯魏斡绊憽?熱力學第二定律的另外表述方式*普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁熱力學第三定律熱力學第三定律: 在絕對零度時，純物質(zhì)的完美晶體的熵值都在絕對零度時，純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零。等于零。( 2. 3 )S (0 K) = 0 熱力學第三定律也可以表述為“不能用有限的手段使一個物體冷卻到絕對零度”。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上

10、一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁熵變的計算熵變的計算熵值計算的參考點： S (0 K) = k ln 1 = 0思考：指定單質(zhì)的標準熵值是零嗎？Sm (H+, aq, 298.15 K) = 0又規(guī)定 單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標準摩爾熵標準摩爾熵. 以 Sm 表示。注意 Sm 的 SI 單位為J. mol-1. K-1。規(guī)定熵：從0K到TK時某物質(zhì)的熵變。 普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 規(guī)律：規(guī)律

11、：(1) 對于同一種物質(zhì)： Sg Sl Ss(3) 對于不同種物質(zhì)： S復雜分子 S簡單分子(4) 對于混合物和純凈物： S混合物 S純物質(zhì) (2) 同一物質(zhì)在相同的聚集狀態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大。 S高溫S低溫熵的性質(zhì)熵的性質(zhì) 熵是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性熵是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 對于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外，一個一個導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值增大導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值增大。即： S 0；如果氣體分子數(shù)減

12、少，S 0 ，非自發(fā)過程，過程能向逆方向進行G = 0 ，平衡狀態(tài)1. 以以G為判斷標準為判斷標準最小自由能原理最小自由能原理G 0吉布斯函數(shù)值減小，吉布斯函數(shù)值減小， G 0結論結論rGm(383 K)= rGm(383 K) + RT lnp(CO2)/p = 82.24 - 3830.1676 kJ. .mol-1 + 0.008.314kJ. .mol-1.K-1383 Kln(30Pa/105Pa) = (18.05-25.83) kJ. .mol-1 = -7.78 kJ. .mol-1首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁

13、末頁末頁末頁末頁末頁末頁*補充例題2.1：求反應 2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2 (g)能夠自發(fā)進行的溫度。 f Hm (298.15 K)/(kJ. mol-1) 90.25 -110.525 0 -393.509 Sm (298.15 K)/(J. mol-1 . K-1) 210.761 197.674 191.50 213.74解解：2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2 (g)rHm (298.15 K ) = f Hm, B(298.15 K)BBv=2(-393.509)- 0 - 2(-110.525) - 290.25 kJ

14、. mol-1= -746.468 kJ. mol-1BBvSm, B(298.15 K)rSm (298.15 K) = (2 213.74 + 191.50 - 2197.674 - 2210.761) J.K-1.mol-1= -197.89 J. K-1. mol-1因rHm (298.15 K )和rSm (298.15 K )均為負值，故降低溫度有利于反應的自發(fā)進行。 從計算結果可以看出，反應 2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2 (g) 在3772 K 以下均可自發(fā)進行。因此使用適當?shù)拇呋瘎┘纯蓪崿F(xiàn)汽車尾氣無害化治理。這就是尾氣無害化治理的熱力學理論依據(jù)。

15、K 3772molKJ 197.89molJ 1000486.746)K 15.298()K 15.298(111mrmrc-SHT普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁4 rG 和rG的應用(1)估計、判斷任一反應的自發(fā)性，估計反應自發(fā)進行的溫度條件，(2)估計標準平衡常數(shù)K (見2.2節(jié))，(3)計算原電池的最大電功和電動勢(見4.1節(jié))，(4)判斷高溫時單質(zhì)與氧氣結合能力的大小次序(見6.2.1節(jié)) 。思考思考: 能用熱分解法消除CO污染嗎？CO(g) = C(s) + 1/2O2(

16、g)吸熱、熵減、任何溫度均非自發(fā)。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.2 化學反應進行的程度和化學平衡 對于恒溫恒壓下不做非體積功的化學反應，當rG 0時，系統(tǒng)在rG 的推動下，使反應沿著確定的方向自發(fā)進行。隨著反應的不斷進行， rG 值越來越大，當rG = 0時，反應因失去推動力而在宏觀上不再進行了，即反應達到了平衡狀態(tài)。rG = 0 就是化學平衡的熱力學標志或稱反應反應限度的判據(jù)限度的判據(jù)。平衡系統(tǒng):性質(zhì)不隨時間而變化。2.2.1 反應限度的判據(jù)與化學平衡反應限度的判據(jù)與化學平衡

17、普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.2.2 平衡常數(shù)和多重平衡法則aA(g) + bB(g)gG(g) + dD(g)pbadgKpppp(B)(A)(D)(G)eqeqeqeqcbadgKcccc(B)(A)(D)(G)eqeqeqeq Kp 與 Kc 分別稱為壓力平衡常數(shù)與濃度平衡常數(shù)， 稱為實驗平衡常數(shù)實驗平衡常數(shù)。(可能有量綱）(2.20)(2.19)1. 標準平衡常數(shù)標準平衡常數(shù) K 與與 rGm 實驗表明，在一定溫度下，當化學反應處于平衡狀態(tài)時，以其化學反應的化學計量數(shù)（

18、絕對值）為指數(shù)的各產(chǎn)物與各反應物分壓或濃度的乘積之比為一個常數(shù)。例如，對于一般化學反應。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁例如，對于合成氨反應N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)32eq2eq23eq/)H(/)N(/)NH(ppppppK對于(石墨)C+ CO2(g)2CO(g)ppppK/)CO(/)CO(2eq2eqBBB0vBeqBB/vppK(2.21)標準平衡常數(shù)標準平衡常數(shù)K (簡稱平衡常數(shù)簡稱平衡常數(shù))。對于理想氣體反應系統(tǒng)。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首

19、頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁%100該反應物起始的量該反應物已轉化的量某反應物的轉化率當反應達到平衡時 rGm(T) = 0，則熱力學等溫方程式(2.11a)可寫成(2.22)將式(2.21)代入式(2.23)可得K 只是溫度的函數(shù)。 K 值越大，反應進行得越徹底，反應物的轉化率越高。0)/(ln)()(BBeqBmrmrvppRTTGTG(2.23)KRTTGln)(mr(2.24a)RTTGK)(lnmr(2.24b)決定式?jīng)Q定式普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁

20、下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁CaCO3(s)CaO(s) + CO2(g)MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq)Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O(1) K 表達式可直接根據(jù)化學計量方程式寫出：ppK/ )CO(2eq2eq4eq2eq2eq/ )Cl(/ )H(/ )Cl(/ )Mn(ccccppccK表達式表達式幾點注意：幾點注意：普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁(2) K 的數(shù)值與化學計量方程式的寫法有關N2(g)

21、 + 3H2(g)2NH3(g)32eq2eq23eq1/ )H(/ )N(/ )NH(ppppppK NH3(g)1232N2(g) +H2(g)232eq212eq3eq2/ )H(/ )N(/ )NH(ppppppK 顯然，21KK 若已知500，51109 . 7K則312109 . 8KK普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁(3) K 不隨壓力和組成而變，但K 與rGm 一樣都只是溫度 T 的函數(shù),所以應用式(2.24)時rGm必須與K 的溫度一致，且應注明溫度。若未注明，一般

22、是指 T = 298.15 K。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2 多重平衡1m,1rlnKRTGC(s) H2O(g)CO(g)H2(g)+2m,2rlnKRTGCO2(g)H2O(g)+CO(g)H2(g)+3m,3rlnKRTG2H2O(g)CO2(g)C(s)+2H2(g)+m,2rm,1rm,3rGGG213KKKC(s)+CO2(g)2CO(g)4m,4rlnKRTGm,2rm,1rm,4rGGG214/ KKK普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁

23、上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.2.3 化學平衡的有關計算 (2)當涉及各物質(zhì)的初始量、變化量、平衡量時，關鍵是搞清楚各物質(zhì)的變化量之比即為反應式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)之比。有關平衡計算中，應特別注意：有關平衡計算中，應特別注意： (1)寫出配平的化學反應方程式，并注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(如果物質(zhì)有多種晶型，還應注明是哪一種)。例例2.52.5 C(s) + CO2(g) = 2CO(g)是高溫加工處理鋼鐵零件時涉及脫碳氧化或滲碳的一個重要化學平衡式。試分別計算該反應在298.15 K 和1173 K 時的平衡常數(shù)，并簡要說明其意義。解解：C(

24、s,石 墨 )+ CO2(g)2CO(g) f Hm (298.15 K)/(kJ. mol-1) 0 -393.509 -110.525 Sm (298.15 K)/(J. mol-1 . K-1) 5.74 213.74 197.674(1)298.15 K時= 2(-110.525)- 0 -(-393.509) kJ. mol-1= 172.459 kJ. mol-1rHm (298.15 K ) = f Hm (B，298.15 K)BBv= ( 2 197.674 - 5.740 - 213.74 ) J.K-1. .mol-1= 175.87 J. K-1. . mol-1BBv

25、Sm (298.15 K)rSm (298.15 K) =(2) 1173 K時= 172.5 - 2980.1759 kJ. mol-1 = 120.1 kJ. mol-1 rGm (298.15 K) = r Hm (298.15 K) T . r Sm (298.15 K)ln K = - rGm (298.15 K) /RT45.48K 15.298KmolJ 314. 8molJ 10001 .120111K = 9.1 10-22 rGm (1173 K) r Hm (298.15 K) T . r Sm (298.15 K)= 172.5 - 11730.1759 kJ. mol

26、-1 = -33.83 kJ. mol-1 ln K = - rGm (298.15 K) /RT469. 3K 1173KmolJ 314. 8molJ 1000)83.33(111K 32普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁結果討論結果討論T (K) rGm / kJ. mol-1KC + CO2 = 2CO298.15120.19.1 10-22逆向自發(fā) 鋼鐵滲碳1173-33.8332正向自發(fā) 鋼鐵脫碳 從計算結果可以看出，在常溫下堆放的煤炭是不會轉化成有毒的CO；反之在高溫條件

27、下，則將有利于CO的生成。平衡分壓/kPa解解：起始時物質(zhì)的量/mol 1.2 2.0 0平衡時物質(zhì)的量/mol 0.1 1.45 1.12SO2(g) + O2(g)2SO3(g)反應中物質(zhì)的量的變化/mol -1.10 -1.10/2 +1.10平衡時的摩爾分數(shù) x 0.10/2.65 1.45/2.65 1.10/2.65 例例2.6 將 1.2 mol SO2 和 2.00 mol O2 的混合氣體，在 800K 和101.325 kPa 的總壓力下，緩慢通過 V2O5 催化劑使生成SO3 在恒溫恒壓下達到平衡后，測得混合物中生成的 SO3 為1.10 mol。試利用上述實驗數(shù)據(jù)求該溫

28、度下反應 2SO2 + O2 = 2SO3 的K ， rGm 及SO2 的轉化率，并討論溫度、總壓力的高低對SO2 轉化率的影響。平衡分壓/kPa (分壓定律分壓定律)kPa 82. 3)65. 2/10. 0(kPa 325.101)SO()SO(22eqxppkPa 4 .55)65. 2/45. 1 (kPa 325.101)O()O(22eqxppkPa 1 .42)65. 2/10. 1 (kPa 325.101)SO()SO(33eqxpp2194 .55)82. 3(100) 1 .42(22%100 SO SO SO222的起始量已轉化的量平衡時的轉化率%7 .91%10020

29、. 110. 1/)O(/)SO(/)SO(2eq22eq23eqppppppK)O()SO()SO(2eq22eq23eqpppprGm (800 K) = -RT ln K = -8.314 J. K-1. mol-1800 Kln 219 = -3.58104 J. mol-1 普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 此反應為氣體分子數(shù)減小的反應，可判斷rS 0，而從上面計算已得rGm 0 ，則根據(jù)吉布斯等溫方程式 G = H T . S 可判斷必為 r Hm 0 的放熱反應，根據(jù)平

30、衡移動原理，高壓低溫有利于提高 SO2 的轉化率。（在接觸法制硫酸的生產(chǎn)實踐中，為了充分利用SO2 ，采用比本題更為過量的氧氣，在常壓下 SO2 的轉化率可高達9698%，所以實際上無需采取高壓。）討論：普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.2.4 化學平衡的移動及溫度對平衡常數(shù)的影響呂呂查德里（查德里（A. L. Le Chatelier） 原理原理： 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。 因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉變到新的

31、平衡狀態(tài)的過程叫化學平衡的移動。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁根據(jù)熱力學等溫方程式rGm = rGm + RT lnQ及rGm = -RT ln K ，合并此兩式可得KQRTGlnmr(2.26) 則當則當 則當反應逆向自發(fā)進行平衡狀態(tài)反應正向自發(fā)進行，000mrmrmrGKQGKQGKQ(2.27)移動的判據(jù)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁K/TRSRTHKmrmrln

32、ln K rHm 0吸熱反應圖2.2 不同熱效應時 ln K 與 1/T 關系圖由于 ln K = -rGm / RT 和rGm = r Hm Tr Sm 可得(2.28a)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 范特霍夫 (vant Hoff )等壓方程式。J. H. vant Hoff (18521911) 荷蘭物理化學家，因發(fā)現(xiàn)溶液中化學動力學法則和滲透壓的規(guī)律榮獲1901年諾貝爾化學獎。RSRTHKmrmrln(2.28a)設某一反應在不同溫度 T1 和 T2 時的平衡常數(shù)分別為K

33、1 和K2 ，則 ) ()11(ln2112mr12mr12TTTTRHTTRHKK(2.28b)由此式可見,對于吸熱反應,溫度升高, 增大；對于放熱反應,溫度升高, 減小。KK普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁化學平衡的移動或化學反應的方向是考慮反應的自發(fā)性，決定于 rGm是否小于零；而化學平衡則是考慮反應的限度，即平衡常數(shù)，它取決于 rGm (注意不是rGm)數(shù)值的大小。注意：注意：解解：根據(jù)范特霍夫等壓方程式(2.28b)得：4 .21)K 298K 700K 298K 700(

34、molKJ 314. 8molJ 92220111例例2.72.7 已知反應N2 + 3H2 = 2NH3的r Hm = -92.22 kJ. mol-1。若室溫298 K 時的K1 = 6.0105，試計算700 K時平衡常數(shù)K2 。) (ln2112mr12TTTTRHKK1012101 . 5KK則42101 . 3K可見,對此放熱反應,T從298K升高到700K，K 下降了20億倍。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.3 化學反應速率影響反應速率的因素： 反應物的本性，反應物

35、的濃度和系統(tǒng)的溫度、 壓力、催化劑 等宏觀量，光、電磁等外場。反應速率反應速率的定義：對于化學反應BBB0vtddV1(2.30a)即用單位時間單位體積內(nèi)發(fā)生的反應進度來定義反應速率。根據(jù)式(1.5) d= vB1dnB，對于恒容反應 dcB=dnB/V，上式可寫成反應速率的常用定義式：tcvdd1BB(2.30b)的 SI單位：moldm-3 s-1普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁t)c(tctcdHd31d)N(dd)NH(d21223N2(g)+3H2(g)2NH3(g)例如例

36、如：對于合成氨反應其反應速率：普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.3.1 濃度的影響和反應級數(shù)1.1. 速率方程和反應級數(shù)速率方程和反應級數(shù)對于元反應元反應(即一步完成的反應)反應速率與反應物濃度的乘積成正比(質(zhì)量作用定律)。對于通式：A + bBgG + dD = kc(A)a . c(B)b若為元反應，則反應速率方程為k 稱為速率常數(shù)速率常數(shù)各反應物濃度項指數(shù)之和(n = a + b )稱為反應級數(shù)反應級數(shù)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上

37、一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁基元反應和復雜反應基元反應和復雜反應 基元反應基元反應由反應物一步直接生成產(chǎn)物的反應。也稱為元反應。 復雜反應復雜反應反應的實際過程由幾個基元反應組成的過程。雙分子基元反應雙分子復雜反應基元反應和復雜反應示意圖普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁由一個元反應構成的化學反應稱為簡單反應簡單反應，2NO + O2 2NO2 = k c(NO)2 . c(O2) 三級反應例如： C2H5Cl C2H4 + HCl = k c

38、(C2H5Cl ) 一級反應 NO2 + CO NO + CO2 = k c(NO2 ) . c(CO) 二級反應根據(jù)反應式直接得出速率方程。根據(jù)反應式直接得出速率方程。 普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁由兩個或兩個以上元反應構成的化學反應稱為復合反應復合反應對于反應： 2NO + 2H2 N2 + 2H2O根據(jù)實驗結果得出速率方程根據(jù)實驗結果得出速率方程為 = k c(NO)2 . c(H2) 則可肯定此反應決非元反應。進一步的反應機理反應機理（又稱反應歷程，即組成復合反應的一系列

39、元反應的步驟）研究認為這個反應按照下列連續(xù)的過程進行的：普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁反應機理反應機理為2NO + H2 N2 + H2O2 （慢） H2 + H2O2 2H2O（快）又如又如：H2 + I2 2HI，其速率方程為： = k c(H2) . c(I2)，告訴我們，該反應也不是元反應。對于一個具體的反應，究告訴我們，該反應也不是元反應。對于一個具體的反應，究竟是不是元反應，竟是不是元反應，應以實驗結果為準，切不可望文生義。應以實驗結果為準，切不可望文生義?？瓷先ニ坪跏?/p>

40、元反應，但它的反應機理：I22Ia,b, H2 + 2I2HI普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁元素的放射性衰變，蔗糖水解， H2O2 分解等屬于一級反應。kcdtdctcckdtcdc00ktcc0ln(2.32)將上式進行整理并積分可得：(2.33a)或lnc = -kt + lnc0(2.33b)2 一級反應一級反應當反應物消耗一半所需的時間，稱為半衰期半衰期，符號為 t1/2。kkt693. 02ln21(2.34)普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上

41、一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁60Co 的 t1/2 = 5.2年14C 的 t1/2 = 5730 年238U 的 t1/2 = 4.5109年232Th 的 t1/2 = 1.41010年14C 常用于文物的年代測定238U常用于地球的年齡測定232Th是半衰期最長的同位素60Co是醫(yī)用放射性同位素例如普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁時間 tln c圖2 一級反應以 ln c 對反應時間 t 作圖一級反應的三個特征lnc對t作圖

42、為一直線t1/2與反應物起始濃度無關速率常數(shù) k 的量綱為(時間)1普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁*例如例如：實驗測得45 N2O5 在不同時間 t 時的分壓如下反應時間反應時間(秒秒)600120018002400300036004200p (N2O5)(mmHg)247185140105765844反應時間反應時間(秒秒)480054006000720084009600 p(N2O5)(mmHg)33241810530解解：因在等溫等容條件下，氣體的分壓與其濃度成正比，故可根據(jù)

43、實驗數(shù)據(jù)作 lg p(N2O5)與反應時間 t 的圖，得右圖。從圖中可以看出lg p(N2O5)對t 為一直線，因此 N2O5 的分解反應為一級反應。2N2O52N2O(g) + O2(g)lg p(N2O5)215000 10000反應時間(秒)附例附例：已知 226Ra 的半衰期為1590 年，求此一級反應的速率常數(shù)，并計算1 mg Ra 的放射性強度為多少居里(居里的定義為每秒有3.71010 次核衰變)。226Ra222Rn + 4He88286解：解：秒 105.01 36002436515901021t111101 1038. 11001. 56932. 0-秒k1 mg Ra 含

44、有的原子數(shù)為個 1067. 21022610023. 618323RaN每秒鐘衰變的鐳原子數(shù)為171811RaRa 1068. 31067. 21038. 1dd-秒次kNtN1 mg Ra相當?shù)姆派湫詮姸葹楹辆永锞永?1 10107 . 31068. 33107例例2.82.8 從考古發(fā)現(xiàn)的某古書卷中取出的小塊紙片，測得其中 14C/12C 的比值為現(xiàn)在活的植物體內(nèi) 14C/12C 的比值的0.795 倍。試估算該古書卷的年代。14a1021. 1a 5730693. 0kttkcccc )a1021. 1 ( 26. 1ln 795. 0lnln14000可用式(2.34)求得此一級反應速

45、率常數(shù)k根據(jù)式(2.33a)及題意 c = 0.795 c0，可得：t = 1900 a解：解：已知a573021t，147C147N0-1e-+普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.3.2 溫度的影響和阿侖尼烏斯公式阿侖尼烏斯阿侖尼烏斯根據(jù)大量實驗和理論驗證，提出反應速率與溫度的定量關系式：RTEAek/a(2.35a)OT/Klnk(a)(b)K/ TO圖2.3 常見反應的速率常數(shù)k與T的關系S. A. Arrhenius (18591927)，瑞典物理化學家，因提出電解質(zhì)溶液理論

46、，首創(chuàng)電離學說獲 1903 年諾貝爾化學獎。k普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁若以對數(shù)關系表示lnlnaARTEk(2.35b)或) ()11(ln2112a12a12TTTTRETTREkk(2.35c) A 為指前因子，與速率常數(shù) k 有相同的量綱；Ea 叫做反應的活化能活化能(也稱阿侖尼烏斯活化能)，常用單位為 kJ. mol-1； A 與 Ea 都是反應的特性常數(shù)，基本與溫度無關，均由實驗求得。阿侖尼烏斯公式的應用阿侖尼烏斯公式的應用(1) 求Ea：至今仍是動力學中求Ea 的

47、主要方法。(2) 計算給定 T 時的 k 。注意：并非所有的反應都符合阿累尼烏斯公式注意：并非所有的反應都符合阿累尼烏斯公式普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁注意：注意：)()11(ln2112a12a12TTTTRETTREkk(2.35c)()11(ln2112mr12mr12TTTTRHTTRHKK(2.28b)動力學中阿侖尼烏斯公式所表達的 k 與 T 的關系，而熱力學中范特霍夫等壓方程式表達的 K 與 T 的關系。兩者有著相似的形式。但前者中活化能 Ea 為正值為正值，而后者

48、中的反應反應焓變可為負值也可為正值。焓變可為負值也可為正值。例例2.92.9 在 301 K (28)時,新鮮牛奶約 4 h 變酸，但在278 K(5)的冰箱內(nèi)，鮮牛奶可保持48 h 才變酸。設在該條件下牛奶變酸的反應速率與變酸時間成反比，試估算在該條件下牛奶變酸反應的活化能。若室溫從 288 K (15)升到 298 K (25)，則牛奶變酸反應速率將發(fā)生怎樣的變化。) (lnln2112a1212TTTTREkkh 4h 482112tt485. 2448lnK 301K 278KmolJ 314. 8)K 278K 301(ln11a12E14amolJ 105 . 7E解解：(1)反應

49、活化能的估算根據(jù)式(2.35c)051. 1K 298K 288KmolJ 314. 8K )288298(molJ 105 . 7 )( ln11142112a12TTRTTE9 . 212(2) 反應速率隨溫度升高而發(fā)生的變化溫度從288 K升高到298 K，按式(2.35c)可得：所以反應速率增大到原來速率的2.9倍。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁2.3.3 反應的活化能和催化劑在不同的理論中，活化能活化能的定義是不相同的。被人們廣泛接受的化學反應速度理論有碰撞理論碰撞理論和

50、過渡態(tài)理論過渡態(tài)理論。1 1 活化能的概念活化能的概念碰撞理論碰撞理論只有具有足夠能量的反應物分子的碰撞才有可能發(fā)生反應。這種能夠發(fā)生反應的碰撞叫有效碰撞有效碰撞。發(fā)生反應的有效碰撞的分子，還必須沿著特定的方向碰撞。那些具有足夠高能量，能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子活化分子，要使普通分子成為活化分子所需最小能量稱為活化能活化能。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁 以氣體分子運動論為基礎，主要用于氣相雙分子反應。例如：反應發(fā)生反應的兩個基本前提： 發(fā)生碰撞的分子應有足夠高的能量發(fā)生碰撞

51、的分子應有足夠高的能量 碰撞的幾何方位要適當碰撞的幾何方位要適當)g(O)g(NO)g(NO)g(O223)(ONO)(3ckc碰撞理論碰撞理論普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁有效碰撞活化分子 活化能 ：Ea = E* - Ek普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下

52、一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁過渡態(tài)理論過渡態(tài)理論具有足夠能量的分子彼此以適當?shù)目臻g取向相互靠近到一定程度時，會引起分子或原子內(nèi)部結構的連續(xù)性變化，使原來以化學鍵結合的原子間的距離變長，而沒有結合的原子間的距離變短，形成了過渡態(tài)的構型，稱為活化絡合物活化絡合物。例如：OC + ONOOCONOOCO + NO活化絡合物(過渡態(tài))反應物(始態(tài))生成物(終態(tài))普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁反應過程能量EIE#EIIEa (正)Ea (逆)E終態(tài)始態(tài)(過渡態(tài))III圖2.4 反應系統(tǒng)中活化

53、能示意圖mraa(HEE）逆正Ea (正) = E# - EIEa (逆) = E# - EII普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁化學反應過程中能量變化曲線化學反應過程中能量變化曲線Ea(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEac例例2.102.10 已知下列氨分解反應已知下列氨分解反應 的活化能的活化能約為約為300 kJ. mol-1試利用標準熱力學函數(shù)估算合成氨反應的活化能。試利用標準熱力學函數(shù)估算合成氨反應的活化能。解解：N2(g)12+32H2(g)NH3(g)(1) 先計算出該

54、反應的r Hm (298.15 K)113mf2mf2mfmrmolkJ 11.46 molkJ )11.46(00 )K 298.15 g, ,NH( )K 298.15 g, ,H(23)K 298.15 g, ,N(21)K 15.298(HHHH(2) 設氨分解反應為正反應，已知其活化能 Ea(正) 300 kJ.mol-1，則合成氨為逆反應，其活化能為Ea(逆) 。根據(jù)式 (2.37)，作為近似計算， rHm可用rHm (298.15 K)代替，則可得：)K 15.298(mraaHEE）逆正111mraamolkJ 254molkJ 11.46molkJ 300 )K 15.298

55、(HEE）正逆N2(g)12+32H2(g)NH3(g) 穩(wěn)定性可分為熱力學穩(wěn)定性和動力學穩(wěn)定性兩類。一個熱力學一個熱力學穩(wěn)定系統(tǒng)必然在動力學上也是穩(wěn)定的。但一個熱力學上不穩(wěn)定穩(wěn)定系統(tǒng)必然在動力學上也是穩(wěn)定的。但一個熱力學上不穩(wěn)定的系統(tǒng)，由于某些動力學的限制因素的系統(tǒng)，由于某些動力學的限制因素( (如活化能太高如活化能太高) )，在動力，在動力學上卻是穩(wěn)定的學上卻是穩(wěn)定的( (如合成氨反應等如合成氨反應等) )。2 熱力學穩(wěn)定性與動力學穩(wěn)定性例如本章習題 1(7) ： 在常溫下，空氣中的 N2 和 O2 能長期存在而不化合生成 NO。且熱力學計算表明 N2(g) + O2(g) = 2NO(g

56、) 的 rGm (298.15 K) 0，則N2 與 O2 混合氣必定也是動力學穩(wěn)定系統(tǒng)。又如本章習題 1(8) ：已知 CCl4 不會與 H2O 反應，但反應CCl4(l) + 2H2O(l) = CO2(g) + 4HCl(aq)的 rGm (298.15 K) = 379.93 kJ. mol1，則必定是熱力學不穩(wěn)定而動力學穩(wěn)定的系統(tǒng)。普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁從活化分子和活化能的觀點來看，增加單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)可加快反應速率。 活化分子總數(shù)活化分子總數(shù) = = 活化

57、分子分數(shù)分子總數(shù)活化分子分數(shù)分子總數(shù)分子總數(shù)分子總數(shù)活化分子分數(shù)活化分子分數(shù)活化分子總數(shù)活化分子總數(shù)反應速率反應速率增大濃度增大濃度（或壓力）（或壓力） 升高溫度升高溫度使用催化劑使用催化劑（降低活化能）（降低活化能）3 加快反應速率的方法普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁催化劑能與反應物生成不穩(wěn)定的中間化合物，改變了反應歷改變了反應歷程，降低了反應的活化能程，降低了反應的活化能。反應過程能量Ea, 1Ea, 2Ea, 3EN2 + H2NH3圖2.5 合成氨反應4 催化劑（觸媒）例例

58、2.112.11 計算合成氨反應采用鐵催化劑后在 298 K和773 K時反應速率各增加多少倍？設未采用催化劑時 Ea1 = 254 kJ.mol-1,采用催化劑后 Ea2 = 146 kJ. mol-1。解：解：設指前因子 A 不因采用鐵催化劑而改變，則根據(jù)阿侖尼烏斯公式 (2.35b) 式可得：TREEkk lnln2 a,1 a,12121811112100 . 857.43K 298KmolJ 314. 8molJ 1000)146254(ln1812100 . 8當 T = 298 K，可得：如果 T = 773 K(工業(yè)生產(chǎn)中合成氨反應時的溫度），可得：712100 . 2普通化學

59、教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁催化劑的主要特征催化劑的主要特征（1）改變反應途徑，降低活化能，使反應速率增大（2）只能改變達到平衡的時間而不能改變平衡的狀態(tài)只能改變達到平衡的時間而不能改變平衡的狀態(tài)（3）有特殊的選擇性（4）對某些雜質(zhì)特別敏感助催化劑 合成氨的鐵催化劑-Fe Al2O3 K2O中- Fe是主催主催化劑化劑， Al2O3 、K2O等是助催化劑。助催化劑。催化劑毒物 如CO可使合成氨鐵催化劑中毒普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁

60、下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁塑料中各種防老化劑大多屬于負催化劑負催化劑。汽車尾氣凈化催化劑多孔陶瓷為載體Pt、Pd、Ru為主催化劑CeO2為助催化劑少量的鉛即可使其中毒，從而失去催化活性。因此，安裝這種尾氣凈化催化劑的汽車是不能夠使用含鉛汽油的。汽車尾氣凈化催化劑普通化學教案普通化學教案首頁首頁首頁首頁首頁首頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁上一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁下一頁末頁末頁末頁末頁末頁末頁多相催化反應多相催化反應 在使用催化劑的反應中多數(shù)催化劑為固體，而反應物則為氣體或液體，這樣的反應系統(tǒng)被稱做多相催化反應。為了增大這類催化反應的速率，用來做催化