第一章物質及其變化的一些基本規(guī)律06

第一章物質及其變化的一些基本定律[本章要求]1、掌握理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律的應用和計算2、掌握能量守恒定律的熱力學表達式，理解狀態(tài)函數(shù)、內能、熱、功等基本概念；掌握焓和焓變的概念及化學反應標準焓變的計算。3、了解反應速率的概念及表示方法；掌握質量作用定律及基元反應、非基元反應、反應級數(shù)等基本概念；理解碰撞理論的基本觀點及活化能的概念；熟悉阿侖尼烏斯公式，明確溫度與反應速率的關系。第一章物質及其變化的一些基本定律§1.1理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律、分體積定律§1.2能量和能量守恒定律§1.3焓、焓變和蓋斯定律§1.4化學反應速率和質量作用定律§1.1理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律

本章主要介紹化學變化的一些基本定律，包括：理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律、能量守恒定律、蓋斯定律、質量作用定律。這些定律是在總結了大量的化學變化現(xiàn)象的基礎上，歸納出的理性認識。在平時的化工生產、科研實踐、化學實驗中，經(jīng)常用來討論問題，進行一些化學計算，所以把它們單獨作為一章來學習。

一、理想氣體狀態(tài)方程

一定量氣體處于一定狀態(tài)時，描述其狀態(tài)的各個物理量之間有如下關系：PV=nRT

要點：(1)、注意單位：P－Pa、V－m3、T－K、n－mol→

R=8.314J·K-1·mol-1(2)

、適用條件：理想氣體——分子本身不占空間；分子間沒有相互作用力高溫、低壓下的真實氣體：即一般溫度不是太低、壓力不是太大的真實氣體，可以忽略誤差，用此公式。(3)

、公式變換：M—摩爾質量，g·mol-1T=t+273.15二、分壓定律如果幾種理想氣體混合在一起，相互之間不發(fā)生化學反應，那么每種氣體的分壓和混合氣體的總壓之間，遵循道爾頓分壓定律：

P總=PA+PB+PC+···=ΣPi即：混合氣體的總壓力等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。注意：1、分壓的概念——混合氣體中每一組分氣體產生的壓力，不因其他組分氣體的存在而有所改變，與它單獨占有整個容器時所產生的壓力相同。組分氣體對容器所施加的壓力，叫做該組分氣體的分壓力，簡稱分壓。分壓力等于在同溫度下組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。注：兩容器溫度相同。(1)、兩個容器中O2對器壁產生的壓力是否相同？(2)、兩個容器的器壁承受的壓力是否相同？2、每種組分氣體仍然遵守理想氣體狀態(tài)方程設混合氣體含有A、B兩組分氣體，方程變換如下：

xi-

i組分氣體的摩爾分數(shù)。即：組分氣體的分壓等于總壓與該組分氣體的摩爾分數(shù)的乘積。已知總壓、組分的物質的量，可以計算分壓。補充:分體積定律分體積：是指某組分氣體在具有與混合氣體相同溫度、相同壓力時，其單獨存在所占有的體積。19世紀，Amage(阿馬格)首先提出分體積定律：混合氣體的總體積等于各組分的分體積之和。V=V?

根據(jù)分體積的定義和理想氣體狀態(tài)方程式，組分A的分體積為：

混合氣體的總體積為:

將兩式相除,得:

—組分氣體的體積分數(shù),在數(shù)值上等于其摩爾分數(shù)?！?.2能量和能量守恒定律研究化學反應的三大重要問題是：1、化學反應是否能夠發(fā)生(即反應方向)－化學熱力學2、化學反應進行的程度(即化學平衡)－化學熱力學3、化學反應進行的快慢(即反應速率)－化學動力學研究化學反應和相變化過程中能量轉化規(guī)律的科學稱為化學熱力學(chemicalthermodynamics)。

實例1、汽車尾氣是大氣重要污染物之一，其中是NO、CO是主要污染物，能否利用二者在一定條件下反應：NO+CON2

+CO2，這樣就會將有害氣體變?yōu)闊o害氣體，反應是否能夠進行？2、如果將CO2C+O2，則會減小溫室效應及解決世界能源短缺的問題，反應能否實現(xiàn)？3、蔗糖轉化為葡萄糖和果糖的反應式為：C12H22O11+H2OH+C6H12O6(葡萄糖)

+C6H12O6(果糖)在一定條件下、一定時間后蔗糖的轉化率是多少或達到60%的轉化率需要多長時間？

一、體系和環(huán)境systemandsurrounding

體系就是所要研究的對象；體系以外的與體系有密切聯(lián)系的其他物質或空間部分，叫做環(huán)境。體系和環(huán)境是根據(jù)所研究的對象的范圍來界定的。選定的體系不同，環(huán)境的界定也跟著發(fā)生變化。二、內能、熱和功的概念（一）狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

statefunction

體系的狀態(tài)：指用來描述體系的一切宏觀性質的總和。當體系的這些性質都有定值時，體系就處在一定的狀態(tài)。如果其中任何一種性質發(fā)生變化，體系的狀態(tài)就會隨之變化，從一個狀態(tài)到另一個狀態(tài)。變化前的狀態(tài)稱為起始狀態(tài)(始態(tài))，變化后的狀態(tài)稱為最終狀態(tài)(終態(tài))。在化學反應中，通常將反應物看成是體系的始態(tài)，而生成物是終態(tài)。

狀態(tài)函數(shù)就是描述體系狀態(tài)的函數(shù)。對于一個熱力學體系來說，通常用V、P、T、物質的量（n）等這些反映體系宏觀性質的物理量來描述它的狀態(tài)，這些物理量就是狀態(tài)函數(shù)。即一個狀態(tài)函數(shù)就是體系的一種性質。一杯水：這杯水在從狀態(tài)1變到狀態(tài)2時，可以經(jīng)過不同的途徑。但是不管途徑如何，狀態(tài)函數(shù)T的變化值都是一樣的：ΔT＝80℃－20℃＝60℃這就是狀態(tài)函數(shù)的特點：狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)，與變化的途徑無關。不管變化途徑如何，只要始態(tài)和終態(tài)是確定的，其變化值就是確定的。

（二）內能、熱和功1、內能internalenergy

內能就是體系內部的能量。內能一般包括：分子動能、分子勢能、電子運動動能、分子中原子和電子的相互作用和運動的能量、原子核能等幾部分。思考：內能是不是狀態(tài)函數(shù)？

當體系從一種狀態(tài)變化到另一種狀態(tài)時，內能的變化值可以測定：ΔU

U=U2-U1“Δ”＝終態(tài)－始態(tài)（物理量的變化值。）ΔU、U的單位：kJ·mol-1，J·mol-1。2、熱和功

(1)熱heat--體系和環(huán)境之間由于溫度差而傳遞的能量，以“Q”表示。思考：熱是不是狀態(tài)函數(shù)？熱力學中規(guī)定：體系吸熱Q為正值，體系放熱Q為負值。(2)功work--除熱以外，其它形式傳遞的能量都叫功，以“W”表示。功分為幾類？

由于體積變化而與環(huán)境交換的能量稱為體積功。對于恒壓過程，當外壓力為P，體積由V1

變到V2

時，體積功為W=P(V2-V1)=P·△V。除體積功以外的其他功統(tǒng)稱為非體積功，如電功、表面功、重力功等。功是不是狀態(tài)函數(shù)？熱力學中規(guī)定：體系對環(huán)境做功，W為正值；環(huán)境對體系做功，W為負值。

例題:在100oC和101.3kPa壓力下，2molH2(g)和1molO2(g)反應，2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)，求此反應的W體?解:W體=P·V=n·RT=(2-2-1)mol8.313J·mol-1

·K-1373.15K=-3102J

W體為負值，說明環(huán)境對體系做功。

能量在體系與環(huán)境之間傳遞的方式要么是熱，要么是功，不外乎這兩種方式，所以內能的變化值可以表示為：ΔU=Q-W，這就是熱力學第一定律(能量守恒定律)的數(shù)學表達式。三、熱力學第一定律(能量守恒定律)—U=Q-W

+Q狀態(tài)1-W

狀態(tài)2

U1U2

U2=U1+Q-W?U=U2-U1=Q-W注意:(1)體系（反應）吸熱，Q為“＋”。體系對環(huán)境做功，W為“＋”?！纠恳粋€化學反應過程，放出熱量50.0kJ，對外做功35.5kJ，求其內能變化？解：U=Q-W＝－50.0－35.5＝－85.5kJ（降低）(2)熱和功是過程函數(shù)，而不是狀態(tài)函數(shù)。(3)

孤立體系：Q=0，W=0，則U=Q-W＝0，即U為常數(shù)，內能守恒。如果不是孤立體系：U總=U系+U環(huán)=0∴U系=

-U環(huán)即：體系放出的能量等于環(huán)境吸收的能量，或體系吸收的能量必等于環(huán)境放出的能量。四、恒容反應熱和恒壓反應熱

為了比較不同反應熱量變化的大小，定義了反應熱的概念。反應熱（Q）：當生成物和反應物的溫度相同，且反應過程中只做體積功時，化學反應中所吸收或放出的熱量稱為化學反應的熱效應，通稱反應熱。反應熱主要有：恒容反應熱（

Qv）和恒壓反應熱（

Qp

）。

恒容反應：V=0,W=PV=0U=Qv-W

=Qv即：體系的內能變化在數(shù)值上等于恒容反應熱。物理意義：在恒容反應過程中，體系吸收的熱量全部用來增加體系的內能。恒壓反應：：

熱力學上定義：H=U+PV則：QP=H2-H1=HH就是我們要介紹的熱力學中的一個新的重要狀態(tài)函數(shù)：體系的焓enthalpy?！?.3焓、焓變和蓋斯定律一、焓與焓變

changeofenthalpy

思考：

H（焓）是不是狀態(tài)函數(shù)？

要掌握焓的概念，應該把握七點：

(1)、焓與內能一樣，是反映體系性質的一個狀態(tài)函數(shù)。焓代表的也是體系的一種能量狀態(tài)。

思考：H

、ΔH的單位是什么？(2)、恒壓反應熱在數(shù)值上就等于體系的焓變：Qp=ΔH。物理意義：體系在恒壓過程中所吸收的熱量全部用于使焓增加。(3)、由Qp=ΔH

可知，對于恒壓反應：

吸熱反應：Qp>0，ΔH>0

放熱反應：Qp<0，ΔH<0反過來：

ΔH>0，吸熱反應

ΔH<0，放熱反應

(4)、

Qp與Qv

的關系：根據(jù)焓的定義，當恒壓、只做體積功時：

（條件：氣體參加的反應；反應前后溫度不變、壓力不變）

(5)、根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的特性：焓值具有加合性：H=H1+H2+······+Hn反應物生成物H1Hn

中間產物1中間產物2中間產物n-1H2

若Δn=0(反應前后氣體分子總數(shù)不變)，則Qp=Qv

；或反應物與生成物全是固體或液體時，Qp=Qv?！纠亢銐簵l件下：

則：Qp=Qv（ΔH=ΔU，沒有體積功）。(6)、根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的性質，當過程向相反方向進行時，H要改變符號。即如果過程逆轉，從終態(tài)回到始態(tài)，則

H逆=H1-H2=-(H2-H1)=-H正即正過程的熱效應與逆過程的熱效應兩者的數(shù)值相等而符號相反。例如：在一定條件下，H2和O2生成1mol氣態(tài)水時，放出熱量為241.8kJ；在相同條件下，1mol氣態(tài)水分解為H2和O2時需吸收241.8kJ的熱量。(7)、焓和內能都是與體系物質的量有關的性質，因此，H數(shù)值的大小與物質的質量或物質的量成正比。例如：在上例中，相同條件下時生成2mol氣態(tài)水時，放出熱量為2241.8kJ。例題：設1mol乙烷在密閉容器中燃燒：C2H6(g)+0.5O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)，實驗測得298.2K時，反應熱QV為-1.56×106J·mol-1，試計算QP值。設計反應途徑：C2H6(g)+0.5O2(g)TP1V12CO2(g)+3H2O

(g)TP1V22CO2(g)+3H2O

(g)TP2V1ⅠⅡΔUP=QP-WPΔUV=QVΔUT=0解：ΔUp=ΔUV+ΔUT理想氣體的內能只是溫度的函數(shù)，壓力變化對內能的影響很小，ΔUT可視作零。QP-WP=QVQP=QV+ΔnRT=-1.56

106+(2-1-3.5)8.314298.2=-1.57

106Jmol-1二、熱化學方程式

thermochemicalequation與普通化學方程式的區(qū)別：

(1)、要注明反應的溫度和壓力

(2)、

注明物質的聚集狀態(tài)：g、l、s、aq(aqual)、cr(crystal)（條件不同，焓變不同

)(3)、

注明反應的焓變值（吸熱，ΔH>0；放熱，ΔH<0）。為了比較不同反應體系反應熱的大小，熱力學中提出了標準狀態(tài)的概念，用符號“Θ”來表示：（溫度T時，把處于壓力101.325kPa下的物質狀態(tài)稱為標準狀態(tài)，簡稱標準態(tài)。）氣體壓力為1.01325×105Pa，用P?表示；溶液中溶質濃度為1mol?dm－3，用C?表示；純固體或純液體時，體系所處的狀態(tài)為標準態(tài)。在標準態(tài)條件下體系的焓變?yōu)闃藴熟首?

則上式寫成：

特別注意：在熱化學方程式中一定要注明物質的量。

反應系數(shù)（物質的量）不同，同一反應的標準焓變值不同。焓變單位中的“mol－1”表示什么意思呢？它表示：按所給定的反應方程式，進行1mol化學反應時的焓變。每摩爾反應：只要是配平了的反應都作為一個整體，或稱為“一個單位的化學反應”。例如：第一個反應式表示：?三、化學反應標準焓變的計算

1、標準生成焓

在標準態(tài)時，由最穩(wěn)定單質生成1mol純物質時反應的焓變，叫做該物質的標準生成焓。通常選定T=298.15K，用符號ΔfH298θ或ΔfHθ表示；并規(guī)定標準態(tài)下，最穩(wěn)定單質的標準生成焓為零。

△所謂最穩(wěn)定單質就是指在1.01325×105Pa、298K下能穩(wěn)定存在的單質。如氧的最穩(wěn)定單質：O2(√)，O3(×)例如：Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)、C(石墨)、白P①C的同素異形體金剛石的ΔfHθ不為0。②白磷和紅磷：紅磷是最穩(wěn)定單質，但是指定了白磷的ΔfHθ為0。根據(jù)這個規(guī)定，可以測定出其它物質的標準生成焓。如：

例題：找出表示H2O(g)的正確fH?298的反應式：(1)2H+O=H2O(g),

fH?298(1)(2)H2(g)+?O2=H2O(g),

fH?298(2)(3)2H2(g)+O2=2H2O(g),

fH?298(3)標準生成焓符號：ΔfH?

2、焓變的計算

i

—反應式中各物質i的化學計量數(shù)。公式推導：一個化學反應從參加反應的單質直接轉變?yōu)樯晌?；或者從參加反應的單質先生成反應物，再變化為生成物，兩種途徑焓變(反應熱)相等。

AB+CDAC+BD反應物

rHT?

生成物

Ⅰ∑νifHT?(反應物)Ⅰ

Ⅱ

∑νifHT?(生成物)

參加反應的各種單質

A、B、C、D

標準生成焓與反應熱的關系圖

∑νifHT?(反應物)+rHT?=∑νifHT?(生成物)∴rHT?=∑νifHT?(生成物)-∑νifHT?(反應物)

例1、計算下面恒壓反應的反應熱（1.01325×105Pa，298K）解：查表知：

∴＝4×90.25＋6×（-241.82）-4×（-46.11）＝-905.48kJ·mol－1325頁例：葡萄糖在體內供給能量的反應是最重要的生物化學反應之一，其完全氧化的反應如下：試利用物質298K時的ΔfH?(B)估算每克葡萄糖的熱值。已知ΔfH?(葡萄糖)=-1274.5kJ·mol-1

(同樣可計算脂肪、蛋白質、糖類的熱值，這就是基于熱量需求而進行食譜計算的原理。)除此之外，焓變的計算還有另外一種方法。

例2、根據(jù)給出的條件，計算：

的標準焓變。（298K）

（1）

（2）

=-394-（-283）=-111kJ·mol-1（2）

∵（1）－（3）＝（2）

∴（3）

（1）

利用蓋斯定律，可以根據(jù)已知反應的反應熱，通過設計反應途徑來求出未知反應的反應熱。實際應用的時候，可以通過方程式的加減來計算。通過這個例子可以看出：恒溫恒壓條件下的化學反應，不管經(jīng)過幾步反應，只要反應物和產物的狀態(tài)一定，反應的焓變是確定的（這是由狀態(tài)函數(shù)的性質確定的）。實際上，早在1840年，俄國化學家蓋斯（Hess）就根據(jù)實驗事實總結出了這條規(guī)律——蓋斯定律(Hess’sLaw)。

(1)在恒溫恒壓條件下，體系只做體積功時，化學反應的熱效應只取決于反應的始態(tài)和終態(tài)，與反應經(jīng)歷的途徑無關。(2)一個化學反應若可以分幾步來完成，則總反應的熱效應等于各個分反應的熱效應之和。蓋斯定律的應用：計算燃燒熱CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

計算燃燒熱CH4(g)＋2O2(g)

=CO2(g)+2H2O(l)

假設：(1)CH4(g)

=C(石墨)+2H2(g)(2)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)(3)H2(g)

+0.5O2(g)=H2O

(l)由(1)+(2)+2(3)得:§1.4化學反應速率和質量作用定律一、化學反應速率的概念rateofchemicalreation化學反應速率是表示反應進行快慢的物理量，一般用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。如果是氣體反應，也可以用分壓代替濃度來表示。例：H2O2=H2O+

(MnO2為催化劑)

假設一定溫度下，在一個1dm3的密閉容器中盛有H2O2的水溶液，H2O2的起始濃度為0.1mol·dm－3，反應1小時后，測得H2O2濃度變?yōu)?.04mol·dm－3，O2濃度變?yōu)?.03mol·dm－3。這個反應的反應速率可以表示為：如果我們在速率表達式中除以每種物質的化學計量系數(shù)：

=?H2O2=H2O+這樣，不管用哪種物質的濃度變化來表示，同一反應的反應速率數(shù)值都是一樣的。那么，對于任何一個化學反應來說，反應速率可以表示為：

——平均速率（在某一時間間隔Δt內的平均反應速率）

——瞬時速率（濃度對反應時間的微分）

i-任一組分i的化學計量數(shù)，反應物為負，生成物為正。瞬時速率

以濃度c為縱坐標，以時間t為橫坐標，畫出c-t曲線。

c-t曲線中，割線AB的斜率表示時間間隔Δt=tB–tA內反應的平均速率，而過曲線上C點的切線的斜率表示該時間間隔內某時刻tC時反應的瞬時速率。當A、B兩點沿曲線向C靠近時，即時間間隔tB–tA=Δt越來越小時，割線AB越來越接近切線，割線的斜率越來越接近切線的斜率。因此瞬時速率v可以用極限的方法來表示：v=lim，即Δt→0，v=

即v=c(反應物)/mol·L-1

A

DCEFBtct/s瞬時反應速率的作圖求法思考：影響反應速率的因素是什么？K2S2O8(過二硫酸鉀)

+2KI=2K2SO4+I2二、反應物濃度和反應速率的關系——質量作用定律

在一定溫度條件下，一些簡單化學反應的反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比。—lawofmassaction

k——反應速率常數(shù)（比例系數(shù)）。指反應物濃度為單位濃度1mol·dm-3時的反應速率，只與溫度有關。

若反應為：

則：

式中為反應的瞬時速率，物質的濃度為瞬時濃度?！猺ateequation例如：反應

的速率方程式為：

注意質量作用定律中的條件，僅僅是“一些簡單化學反應(基元反應)”，許多化學反應的反應速率并不符合質量作用定律。實際上，化學反應從機理來說，可以分為兩大類：基元反應：反應物分子相互作用，直接轉變?yōu)楫a物，反應一步完成。（上例）

非基元反應：反應分幾步完成，由幾個基元反應組成的復雜反應，例如：大多數(shù)化學反應實際上都是非基元反應，而質量作用定律只適用于基元反應，非基元反應的速率方程式，要通過實驗才能確定。

（P17

表1-2）

3.210-6

對于一般的非基元反應aA+bB=gG+dD,速率方程式可以寫為，反應速率方程中所有濃度項指數(shù)的總和，稱為化學反應的反應級數(shù)。x+y=1，反應為一級反應，如：SO2Cl2(氯化硫酰)→SO2+Cl2x+y=2，反應為二級反應，如：2NO2→2NO+O2，NO2+CO→NO+CO2

對于基元反應

其反應級數(shù)為？反應物濃度對反應速率影響：濃度的方次越高，說明該物質濃度對反應速率的影響越大。三、反應速率常數(shù)和溫度的關系

1889年，瑞典化學家阿侖尼烏斯總結出了反應速率常數(shù)和溫度的關系，這就是阿侖尼烏斯公式：

Z——指前因子（經(jīng)驗常數(shù)）；E——活化能（J·mol－1）e——自然對數(shù)的底（2.718）；R——摩爾氣體常數(shù)思考：為何改變溫度是控制反應速率的重要措施之一？由于Z、E均大于0，因此：T↗→k↗→↗。取常用對數(shù)，整理得：五、碰撞理論與反應活化能activatedenergy1、碰撞理論認為：反應物分子間發(fā)生相互碰撞是發(fā)生化學反應的先決條件。例：2HI(g)=H2(g)+I2(g)，500oC假設HI濃度：1.010-3

molL-1，碰撞次數(shù)：3.51023次L-1S–1；理論反應速率：5.8104

molL-1S–1，實際反應速率：1.210-8

molL-1S–1四、壓力對反應速率的影響恒溫：P增大，V減小，c增大，v增大。2、反應物分子必須具有足夠的能量，只有這樣的分子相互碰撞時，才有可能發(fā)生化學反應。碰撞理論把能發(fā)生化學反應的碰撞稱為有效碰撞

effectivecollision；能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子

activatedmolecule。3、碰撞理論把活化分子具有的平均能量與反應物分子的平均能量之差定義為反應的活化能

activatedenergy。即E=E1-E平

活化能越大，意味著活化分子數(shù)目越少，有效碰撞越少，反應速率就越小。所以反應的活化能是決定化學反應速率的重要因素。具有一定能量分子的份額能量氣體分子的能量分布示意圖

E平

E0E1E平—分子的平均能量E0—活化分子具有的最低能量E1—活化分子的平均能量催化劑catalyst也會改變反應速率。催化劑有正有負，一般情況下，提到催化劑，指的都是正催化劑——增大反應速率。加入催化劑后，改變了反應途徑，使活化能E降低，從而k增大，增大。只是反應完成之后，催化劑又重新作為反應的終產物解離出來，感覺好像沒有參加反應。催化劑在反應前后，物理性質往往會發(fā)生變化，不變的是它的質量和化學性質。催化劑的特性：①只能縮短到達平衡的時間，不能改變平衡的狀態(tài)；

②催化劑具有選擇性：③催化劑用量少；

④硫化物、砷化物等極少量物質會急劇地降低催化劑的催化效果，這種現(xiàn)象稱為催化劑中毒。負催化劑：對化學反應起減速作用。如延緩鋼鐵材料腐蝕而用的緩蝕劑，防止塑料老化的防老化劑，防止油脂變壞的抗氧化劑。[本章小結]一、基本概念

狀態(tài)函數(shù)、內能（U）、熱（Q）、功（W）、焓（H）、標準態(tài)、標準生成焓（ΔfHθ）、反應熱（Qp、Qv）、熱化學方程式、反應速率、平均速率、反應級數(shù)、基元反應、非基元反應、活化能。二、重要定律及公式1、理想氣體狀態(tài)方程：PV=nRT(注意單位及適用條件）2、氣體分壓定律：

3、熱力學第一定律：4、焓變的計算：蓋斯定律Firstlawofthermodynamics5、質量作用定律：（）6、阿侖尼烏斯公式：7、影響化學反應速率的因素：濃度、壓力、溫度、催化劑催化劑的影響：催化劑能增大反應速率，是因為改變了反應歷程，降低了活化能；但是催化劑不能改變平衡的狀態(tài)，即不能改變反應物的轉化率或者說不能改變反應進行的程度。三、碰撞理論基本觀點及活化能1.反應物分子間發(fā)生相互碰撞是發(fā)生化學反應的先決條件。2.能量是有效碰撞的一個必要條件，但不充分。只有當活化分子中的各個分子采取合適的取向進行碰撞時，反應才能發(fā)生。例如：CO+NO2→NO+CO2OCOC有效碰撞無效碰撞NOOONO圖1分子碰撞的不同取向CO+NO2→NO+CO2[本章作業(yè)]p21-233、7（1）（2）、8、9、11預習：第二章化學反應的方向和程度本學期不作此要求化學小論文要求一、選題范圍：1、論述與課本《普通化學》有關的化學問題：可以對課本中的有關理論提出質疑，闡明自己的觀點，并提供相應的理論或具有明顯說服力的有關資料。2、論述與化學有關的一切問題：如身邊的化學、生活中的化學問題，生產、環(huán)境中的化學問題，或者化學中的哲學思想。二、選題舉例：1、我們身邊的化學2、生活中的腐蝕與防護3、環(huán)境污染4、化學與能源5、化學與材料6、化學與社會7、元素周期律與質量互變規(guī)律8、大一化學與心理素質培養(yǎng)9、化學實驗與素質培養(yǎng)10、如何利用多媒體在教學中的優(yōu)勢，等。三、要求：1、字數(shù)最少2000。2、論文格式：題目姓名（班級、單位等）摘要：（200字左右）關鍵詞：（35個）正文：包括前言、論述、結論等參考文獻：最少2篇3、不能全篇抄襲，只能段落引用，最好能夠概括總結、歸納，并提出自己的觀點。4、小論文中具體摘錄轉引的內容要注明出處，及所用參考文獻的作者、專著、期刊、報刊、網(wǎng)址等。例如：正文：熵理論從誕生到發(fā)展過程中，逐漸受到人們的關注，并將其運用到生命體系、信息學等領域。負熵是何時、何人提出的呢？高文穎等人[1]在其文中已作說明，薛定諤在1943年于都柏林三一學院所作的講演中首次利用熱力學和量子力學理論來解釋生命的本質，提出了負熵的概念。他指出：熵是無序性的量度，負熵則是有序性的描述，即負熵是指生命通過各種能量交換傳遞使體內或局部熵減少。一個生命有機體的熵是不可逆地增加的，并趨于接近最大值的危險狀態(tài)，那就是死亡。所以生物有機體為保持低熵的穩(wěn)定狀態(tài)就必須不斷地與環(huán)境進行物質交流，吸進負熵以維持生命[2]

。[參考文獻]1.高文穎，劉義，屈松生.生命體系與“熵”.大學化學,2002,17(5):2428.（17-期，5-卷）2.石油大學無機化學教研室編.普通化學.山東東營:石油大學出版社,2002.5、查閱方法及地點：（1）上網(wǎng)：圖書館(點擊：中文期刊全文庫)（2）/

（3）書籍查閱：圖書館2層1.Theinternalenergydependsonlyonthestateofthesystem:

U=Ufinal-UinitialThevalueofUforagivenchangeinstateisindependentofthepathwayoftheprocess.Aquantitysuchasinternalenergythatdependsonlyon