《无机化学》习题解析和答案

1、教材

《无机化学》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，2002年8月第4版。 2、参考书

《无机化学》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，1992年5月第3版。

《无机化学》邵学俊等编，武汉大学出版社，2003年4月第2版。

《无机化学》武汉大学、吉林大学等校编，高等教育出版社，1994年4月第3版。 《无机化学例题与习题》徐家宁等编，高等教育出版社，2000年7月第1版。 《无机化学习题精解》竺际舜主编，科学出版社，2001年9月第1版

《无机化学》电子教案

绪论（2学时）

第一章 原子结构和元素周期系（8学时） 第二章 分子结构（8学时） 第三章 晶体结构（4学时） 第四章 配合物（4学时）

第五章 化学热力学基础（8学时） 第六章 化学平衡常数（4学时） 第七章 化学动力学基础（6学时） 第八章 水溶液（4学时） 第九章 酸碱平衡（6学时） 第十章 沉淀溶解平衡（4学时） 第十一章 电化学基础（8学时） 第十二章 配位平衡（4学时） 第十三章 氢和稀有气体（2学时） 第十四章 卤 素（6学时） 第十五章 氧族元素（5学时） 第十六章 氮、磷、砷（5学时） 第十七章 碳、硅、硼（6学时） 第十八章 非金属元素小结（4学时） 第十九章 金属通论（2学时） 第二十章 s区元素（4学时） 第二十一章 p区金属 （4学时） 第二十二章 ds区元素（6学时）

第二十三章 d区元素（一）第四周期d区元素（6学时） 第二十四章 d区元素（二）第五、六周期d区金属（4学时） 第二十五章 核化学（2学时）

1 ．化学的研究对象 什么是化学？

● 化学是研究物质的组成、结构、性质与变化的一门自然科学。（太宽泛） ● 化学研究的是化学物质 (chemicals) 。 ● 化学研究分子的组成、结构、性质与变化。

● 化学是研究分子层次以及以超分子为代表的分子以上层次的化学物质的组成、结构、性质和变化的科学。

● 化学是一门研究分子和超分子层次的化学物种的组成、结构、性质和变化的自然科学。 ● 化学研究包括对化学物质的①分类；②合成；③反应；④分离；⑤表征；⑥设计；⑦性质；⑧结构；⑨应用以及⑩它们的相互关系。 2 ．化学的主要分支

经典化学的四大分支：

无机化学、有机化学、分析化学、物理化学。

无机化学的研究对象：除碳以外的其它所有元素及其化合物。 有机化学的研究对象：碳氢化合物及其衍生物。 分析化学的研究对象：化学物质的分离和表征。

物理化学的研究对象：化学反应的规律、化学物质的结构、结构的测定方法，化学物质和化学反应与电、声、光、磁、热的相互关系等等，是用物理的方法研究化学。 新型学科分支或交叉学科：

元素化学、配位化学、合成化学、仪器分析、电化学、光化学、磁化学、化学热力学、化学动力学、胶体化学、界面化学、结构化学、结晶化学、高分子化学、化学工程学、地球化学、环境化学、生物化学（生命化学）、农业化学、工业化学、天体化学、宇宙化学、固体化学、药物化学、核化学（放射化学、辐射化学）、化学信息学、化学商品学、化学教育学 222222 。 3 ．怎样学好化学

（ 1 ）要有动力：做任何事情都需要有动力，学习化学同样要有动力，只有明确了为什么要学化学，自己想学化学，才有可能学好化学。

（ 2 ）要重视实践的指导作用：要做好实验，要认真完成作业，要善于思考，要做研究，要学会自学。

（ 3 ）要讲究方法：要选找出最适合自己的学习方法。在学习的过程中，应努力学习前人是如何进行观察和实验的，是如何形成分类法、归纳成概念、原理、理论的，并不断体会、理解创造的过程，形成创新的意识，努力去尝试创新。在学习的过程中，应努力把握学科发展的最新进展，努力将所学的知识、概念、原理和理论理解新的事实，思索其中可能存在的矛盾和问题，设计并参与新的探索。 [ 课后任务 ]

1 ．详细阅读本书 p11 以前的所有内容。

2 从 http://www.cas.org/cgi-bin/regreport,pl 查截止目前化学物质的总数目。

[ 教学要求 ]

1 ．掌握近代理论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义， s 、 p 、 d 原子轨道和电子云分布的图象。

2 ．了解屏蔽效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。 3 ．从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。 [ 教学重点 ]

1 ．量子力学对核外电子运动状态的描述。 2 ．基态原子电子组态的构造原理。 3 ．元素的位置、结构、性质之间的关系。 [ 教学难点 ]

1 ．核外电子的运动状态。 2 ．元素原子的价电子构型。 [ 教学时数 ] 8 学时 [ 教学内容 ]

1 ．核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征（氢原子光谱和玻尔理论）。核外电子运动的波粒二象性（德布罗衣的预言，电子的衍射试验，测不准关系）。

2 ．核外电子运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。波函数、原子轨道和电子云的区别与联系。四个量子数（主量子数 n ，角量子数 l ，磁量子数 m ，自旋量子数 ms ）。

3 ．核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（屏蔽效应，钻穿效应，近似能级图，原子能级与原子序数关系图）。核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的原因，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，电子层结构和元素的分区）。

4 ．元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性。

1-1 道尔顿原子论

古代自然哲学家对物质之源的臆测：本原论（元素论）和微粒论（原子论）

古希腊哲学家德谟克利特（ Democritus, 约 460—370 B C ）：宇宙由虚空和原子构成，每一种物质由一种原子构成。

波意耳：第一次给出了化学元素的操作性定义 ---- 化学元素是用物理方法不能再分解的最基本的物质组分，化学相互作用是通过最小微粒进行的，一切元素都是由这样的最小微粒组成的。 1732 年，尤拉（ Leonhard Euler, 1707—1783 ）：自然界存在多少种原子，就存在多少种元素。

1785 年，法国化学家拉瓦锡（ Antoine L. Lavoisier 1743—1794 ）：提出了质量守衡定律：化学反应发生了物质组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。 1797 年，里希特（ J. B. Richter 1762—1807 ）：发现了当量定律。

1799 年，法国化学家普鲁斯特（ Joseph L. Proust 1754—1826 ）：发现定比定律：来源不同的同一种物质中元素的组成是不变的。

1805 年，英国科学家道尔顿（ John Dalton 1766—1844 ）：把元素和原子两个概念真正联系在一起，创立了化学原子论：每一种化学元素有一种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。

倍比定律：若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中的元素的质量比存在整数倍的比例关系。

瑞典化学家贝采里乌斯（ J. J. Berzelius 1779—1848 ）：确定了当时已知元素的原子量，发明了元素符号。

1-2 相对原子质量（原子量） 1-2-1 元素、原子序数和元素符号

化学中元素的概念经过两次重大发展，从古代元素概念到近代化学的元素概念。再到现代化学的包括同位素的元素概念，这些进展对化学这门重要基础科学确有革命性意义。

古代元素的本来意义是物质的基元单位，是世界万物的组成部分，如我国的五行学说；古希腊的四元素说，但这些仅仅是一种天才的猜测。正如恩格斯指出的那样“古代人的天才的自然哲学的直觉 ” 。不是近代的科学概念仅是人类深入物质层次的认识水平的暂时性界限。如四元素说认为物质本原是几种抽象的性质，由这些原始性质组合成元素，再由元素产生万物，这种把本来不存在的脱离物质的抽象性质当做第一性东西，是错误的，唯心的。以此为指导思想，自然会产生 “ 哲人石 ” 的思想。

十七世纪下半叶英国波义耳 (Boyle. R. 1627—1691) 批判了上述元素的错误慨念，于 1661 年在其名著《怀疑派的化学家》一书中提出了新的元素慨念。 “ 元素是组成复杂物体和分解复杂物体时最后所得的那种最简单的物体 ” ，是用一般化学方法不能再分解为更简单的某些实物 ”“ 化学的目的是认识物体的结构。而认识的方法是分析，即把物体分解为元素 ” 。波义耳第一次把物质的最终组成归结为化学元素。他的元素概念是实在的基元物质。波义耳确实为人们研究万物的组成指明了方向，因此，这是化学发展中的一个转折点，对此恩格斯给予了高度的评价，认为 “ 波义耳把化学确立为科学 ” 。但这个概念在很大程度上有主观因素。确认什么是元素往往有个人经验和当时化学方法的局限性问题。当时无法分解的东西不一定是元素。如波义耳本人就认为火是元素。发现氧的英国普列斯特里 (Priestley ． J ． 1733—1804) 和瑞典的舍勒 (K ． W ． Scheele ， 1742 一 l786) 都还相信 “ 燃素 ” 是元素。正是 “ 这种本来可以推翻全部燃素说观点，并使化学发生革命的元素在他们手中没能结出果实来。

十九世纪原子分子论建立后，人们认识到一切物质都是由原子通过不同的方式结合而构成的。在氧气、氧化镁、水、二氧化硫、碳酸钙等性质各不相同的物质中都合有相同的氧原子，于是元素的概念被定义为： “ 同种的原于叫元素 ” 。元素是在原子水平上表示物质组分的化学分类名称。

原子核组成的奥秘被揭开以后，人们通过科学实验发现：同种元素的原子核里所含的质子数目是一样的，但中子数却可以不同。如自然界中氧元素的原子有 99.759% 是由 8 个质子和 8 个中于组成的 168O) ，有 0.037 ％是由 8 个质子和 9 个中子组成的 ( 178O) ， 0.204% 是由 8 个质子和 10 个中子组成的 ( 188O) 。因为中于数不同，所以同一元素可以有原子质量不同的几种原子，但决定元素化学性质的主要因素不是原于质量而是核外电子数，核外电子数又决定于核内的质子数即核电荷数，所以质子数相同的一类原子，共化学性质基本是相同的。

根据现代化学的观念， 元素是原子核里质子数（即核电荷数）相同的一类原子的总称。 这样，人们就进一步了解了元素的本质，元素就是以核电荷为标准，对原子进行分类的，也就是说，原子的核电荷是决定元素内在联系的关键。

迄今为止，人们已经发现的化学元素有 109 种 ( 但第 108 号元素尚待最后认定 ) ，它们组成了目前已知的大约五百万种不同物质。宇宙万物都是由这些元素的原子构成的。

由同种元素组成的物质称单质，如氧气、铁、金刚石等。单质相当于同一元素表现为实物时的存在状态。

由不同种元素组成的物质称化合物，如氧化镁、硫酸、氢氧化钠、食盐、水等。

最后，必须注意的是，我们不要把元素、单质、原子三个概念彼此混淆。元素和单质是宏观的概念。单质是元素存在的一种形式 ( 自由态或称游离态 ) 。某些元素可以形成几种单质，譬如碳的同素异性体有金刚石、石墨两种；硫的同素异性体有正交硫、单斜硫、无定形硫和弹性硫等。

副价指向空间的确定位置。 维尔纳理论的不足：

配位键形成的条件和本质是什么？

配位键既是一种共价键就应有方向性和饱和性，那么不同的配离子是否有不同的空间构型？它们的配位数和空间构型有什么关系？

不同的配离子，在氧化还原稳定性、热稳定性和水溶液中的稳定性上，为什么具有显著的区别？

为了说明这些现象的本质，必然要政治课助于新理论。前人从大量的配合物化学的感性材料中，提出不同的配合物化学键理论。但是我们应该看到，配合物中的化学键理论还很不完善，还有待于在实践中丰富、检验。上前配合物中化学键理论最主要的有：（ 1 ）价键理论；（ 2 ）配位场理论；（ 3 ）分子轨道理论。

价键理论的核心是认为中心离子和配位原子都是通过杂化了的共价键结合的。 一、配位键的本质

我们知道配离子 [Ag(NH3)2]+ 是由中心离子 Ag+ 离子与配位体氨分子通过配位键结合而成的，而这种配位键的本质是：配离子的中心离子 ( 或原子 ) ，提供与配位数相同数目的空轨道，来接受配位体上的孤电子对而形成配位键。

在配离子中的配键亦可分为σ - 配键和 π- 配键两种。在 [Ag(NH3)2]+ 配离子中，中心离子 Ag+ 离子采用 sp 杂化轨道接受配位体 NH3 的配位氮原子的孤电子对形成σ配键。σ配键的特征是电子云图绕着中心离子和配位原子的两个原子核的连接线 ( 称键轴 ) 呈圆柱形对称。配离子中常含有这种σ配键。σ配键的数目就是中心离子（或原子）的配位数。有些配离子是含π键电子的分子 ( 或离子 ) 与具有空轨道的中心离子 ( 或原子 ) 结合而成的。如在 K[(CH2＝CH2)PtCl3 ] 中，配位体乙烯分子中确实没有孤电子对，只具有能形成π键电子，乙烯分子就是通过π电子利 Pt2+ 离子配合的。 二、杂化轨道和空间构型的关系

杂化轨道和空间构型的关系 P 747 表 19-3 配离子的空间构型。 几何异构体：

在上面讨论配离子的空间构型时 , 会发现每一个配离子都有一定的空间结构。配离子中如果只有一种配位体，那么配位体在中心离子周围排列的方式只有一种，但是如果配离子中含有两种或几种不同的配位体，则配位体在中心离子周围可能有几种不同的排列方式。如 [Pt(NH3)4]2+ 配离子中的 4 个 NH3 分子，只有一种方式排布在 Pt2+ 离子的周围。如用两个 Cl- 取代两个 NH3 以后，生成了 [Pt(NH3)2Cl2] ，这时在 Pt2+ 离子周围的 Cl- 和 NH3 可能有两种不同的结构：同种配位体 ( 两个 NH3 或两个 C1- ) 在平面正方形结构中，占有相邻的位置 ( 称为顺式 ) 或占有对角位置 ( 称为反式 ) 。

实验的事实证明了上述推断：如顺式 [Pt(NH3)2Cl2 ] 为橙黄色，比较不稳定，在 170 ‵ 左右转化为反式，溶解度较大，为 0.2523g ／100g 水 (298K) ；而反式 [Pt(NH3)2 C 12] 为亮黄色，溶解度较小，为 0.0366g ／ 100g 水 (298K) 。

这两个配合物都能被 Cl2 氧化，加合上两个氯离子，成为两个性质不同的配位数为 6 的四价铂的配合物 [Pt(NH3)2Cl4 ] ，其中顺式是橙色，而反式是黄色的。

顺式 [Pt(NH3)2Cl2] 同乙二胺反应生成 [Pt(En)(NH3)2] 、反式 [Pt(NH3)2Cl2] 不同乙二胺反应。象这样化学组成完全相同的一些配离子 ( 或配合物 ) 仅仅由于配位体围绕中心离子在空间的位置不同而产生性质不同的异构体，称为几何异构体。这种几何异构现象，在配位数为 6 的配会物中，是很常见的。在配位数为 4 的平面正方型 ( 而不是四面体型 ) 配离子中也很常见。 三、高自旋型配合物和低自旋型配合物

如果中心离子的 d 轨道未满，例如 Fe2+ 离子，在形成配离子时的情况比较复杂。 Fe 2+ 离

子的 3d 能级上有 6 个电子。这些 d 电子分布服从供特规则，即在等价轨道中，自旋单电子数要最大，状态就最稳定。在形成 [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ 离子时，中心离子的电子层不受配位体影响，水中配位原子氧的孤电子对进入 Fe 2+ 离子的 4s 、 4p 和 4d 空轨道形成 sp 3 d 2 杂化轨道，空间构型为八而体。自旋单电子数和 Fe2+ 离子相同。当 CN - 与 Fe 2+ 离子配位形成配离子时， CN - 离子对电子的排斥力很强，能将 Fe2+ 离子中的 d 电子挤成只占 3 个 d 轨道，并均成对，使 2 个 3d 轨道空出来，形成 d2sp3 杂化轨道，接受配体 CN - 离子中的孤对电子。 在 [Fe(H2O)6]2+ 配离子中，有四个末成对电子，称为高自旋配离子；而 [Fe(CN)6]4- 配离子中没有不成对电子，可称为低自旋配离子。

为了判断一种配合物是高自旋型还是低自旋型，往往采用测定磁矩的方法。末成对电子较多，磁矩较大；末成对电子数少或等于零，则磁矩小或等于零。知道磁矩实验值后，利用公式 即可求出末成对电子数 n ，从而知道配合物为高自旋还是低自旋型，但要注意上公式仅适于第一过渡系列金属离子形成的配合物，对第二三过渡系列的其它金属离子的配合物一般是不适用的。

四、离域π键

如在 [Ni(CN)4]2- 配离子中， Ni 2+ 离子具有 8 个d 电子，用 dsp2 杂化轨道，以容纳 CN- 离子中碳原子上的孤电子对，形成四个σ配位键，组成平面正方形的 [Ni(CN)4]2- 配离子。在 [Ni(CN)4]2- 配离子中的九个原子位于同一平面上，此时 Ni2+ 离子在形成σ配键外，还有空的 pz 轨道，可以和 CN 离子充满电子的π z 轨道重叠，而形成 9 原子 8 电子的离域π键，因而增强了 [Ni(CN)4]2- 配离子的稳定性。

近年来有些资科中是从反馈π键角度去解释 [Ni(CN)4 ]2- 配离子的稳定性： Ni2+ 离子提供电子，而配位体 CN- 离子的反键π * 轨道接受电子而形成反馈π键。 价键理论的应用和局限性

价价理论的优点是化学键的概念比较明确，容易为化学工作者所接受。可用来： 一、解释许多配合物的配位数和几何构型。

二、可以说明含有离域π键的配合物，如配位体为氰离子的配离子，特别稳定。

三、可以解释配离子的某些性质。如 [Fe(CN)6]4- 配离子为什么比 [FeF6] 3- 配离子稳定。利用价键理论可以较满意地予以说明。两种配离子的结构分别为； [Fe(CN)6]4- 为低自旋型配离子，因之比较稳定。

价键理论虽然成功地说明配离子的许多现象，但它有不少局限性：

一、价键理论在目前的阶段还是一个定性的理论，不能定量地或半定量地说明配合物的性质。如第 4 周期过镀金属八面体型配离子的稳定性，当配位体相同时常与金属离子所合 d 电子数有关。共稳定性次序大约为： d 0 ＜ d 1 ＜ d 2 ＜ d 3 ＜ d 4 ＞ d 5 ＜ d6 ＜ d 7 ＜ d 8 ＜ d 9 ＞ d 10 ，价键理论不能说明这一次序。

二、不能解释配合物的紫外光谱和可见吸收光谱以及红外光谱。不能说明每个配合物为何都具有自己的特征光谱，也无法解释过渡金属配离子为何有不同的颜色。 三、很难满意地解决夹心型配合物，如二茂铁，二苯铬等的结构。

四、对于 Cu(II) 离子在一些配离子中的电子分布情况，不能作合理的说明。如 [Cu(H2O)4]2+ 配离子经 x 射线实验确定为平面正方形构型，是以 dsp 3 杂化轨道成键。这样 Cu 2+ 离子在形成 [Cu(H2O)4] 2+ 时，会有一个 3d 电子被激发到 4p 轨道上去。即这个 4p 电子容易失去，但 [Cu(H2O)4] 2+ 却很稳定。因之，价键理论无法解释这个事实。

为了弥补价键理论的不足，只好求助于配位场理论和分子轨道理论，以期能得到比较满意的解释。这些有关内容将在后续课本中予以讨论。 4-4 晶体场理论

晶体场理论早在 1929 年由皮塞和范弗里克提出。

4-4-1 晶体场理论的基本要点

在配合物中，金属离子与配位体之间的作用，类似于离子晶体中正负离子间的静电作用，这种作用是纯粹的静电排斥和吸引，即不形成共价键；

金属离子在周围配位体的电场作用下，原来能量相同的五个简并 d 轨道发生了分裂，分裂成能级不同的几级轨道，往往使体系的总能量有所降低。 d 轨道能级的分裂

本来能量相等的五个简并 d 轨道，此时分裂为两级。一级是能量较高的 dy 2 和 dx 2 -y 2 称为 d y 或 e g 轨道；另一级是能量较低的 d xy 、 d xz 、 d yz 轨道，称 d s 或 t 2g 轨道。 分裂能

d 轨道在不同构型的配合物中，分裂的方式和大小都不同。 三、晶体场稳定化能 4-4-2 晶体场理论的应用 配合物的磁性

第一过渡系 M 2+ 离子的水合热 配合物的颜色

第 5 章 化学热力学基础

[ 教学要求 ]

1 ．熟悉热力学第一定律及其相关概念。 2 ．掌握化学反应热效应；了解反应进度概念。

3 ．掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断。

[ 教学重点 ]

化学热力学的四个状态函数 — 热力学能、焓、熵、自由能 [ 教学难点 ] 焓、熵

[ 教学时数 ] 8 学时 [ 主要内容 ]

1 ． 化学热力学的特点，体系和环境、敞开体系、封闭体系、孤立体系的概念、状态和状态函数、广度性质和强度性质、等温过程和等压过程、绝热过程、内能、热和功。

2 ．热力学第一定律；化学反应热效应：等容化学反应热和等压反应热的概念及关系、焓及焓变的概念及计算，化学反应进度概念，热化学方程式，反应热的计算：盖斯定律及其应用、标准生成焓。

3 ．吉布斯能和化学反应的方向：自发过程及其特点、熵和熵变、标准熵变的计算、吉布斯能和自发过程关系、吉布斯 — 赫姆霍兹方程式；吉布斯能判断反应的自发性，标准生成吉布斯能及其计算。 [ 教学内容 ]

5-1 化学热力学的研究对象5-2 基本概念

化学反应：

1 ． 化学反应的方向、限度 2 ． 能量变化 3 ． 反应速率 4 ． 反应机理 5 ． 反应的控制

化学热力学：

应用热力学的基本原理研究化学反应，化学变化过程的能量变化问题

热力学： 主要解决化学反应中的三个问题：

① 化学反应中能量是如何转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度。

动力学： 机理、反应的现实性和方向性

例：

热传递： 高温 → 低温； 气体扩散： 压力大→ 压力小； 溶液： 浓度大 → 浓度小

体系：作为研究对象的一部分物体，包含一定种类和一定数量的物质。

1 ． 敞开体系； 2 ． 封闭体系； 3 ． 孤立体系。

环境： 除体系以外的与体系密切相关的部分称为环境 状态及状态函数 : 状态是体系的总性质

1. 由压力、温度、体积和物质的量等物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态 2. 确定体系状态的物理量称为状态函数

3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态和终态有关，而与变化的过程无关 P 、 V 、 T 、 n

过程与途径

1. 状态变化的经过称为 过程 ( 恒温、恒压、恒容、绝热过程） 2. 完成过程的具体步骤称为 途径

3. 状态 1 → 状态 2 ： 途径不同， 状态函数改变量相同；

4. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。

5. 等压过程： 压力恒定不变 Δ P = 0 ； 等容过程： ΔV = 0 ； 等温过程： Δ T = 0 广度（容量）性质及强度性质

1. 广度（容量）性质： 与体系中物质的量成正比的物理量 ( 体积、质量等 ) ， ∑ X = ∑ X

i ；具有加和性。 i=1

2. 强度性质： 数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量（温度、密度、热容、压力）。 热力学第一定律，热和功

1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热； 表示为 Q 。 规定：体系从环境 吸热 时， Q 为正值 ； 体系向环境 放热 时， Q 为负值。 2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做功 表示为 W 。

规定：环境对体系做功时， W 为正值； 体系对环境做功时， W 为 负值。 问题： 热和功是否为状态函数？ 体积功： W = P ΔV 单位： J 、 kJ

热和功不是状态函数，不取决于过程的始、终态，而与途径有关。

5-3 热力学的四个重要状态函数 热力学能 ( 内能 )

体系内部一切能量的总和称为体系的 热力学能 ( U ) , 分子运动的 动能 ，分子间的位能以及分子、原子 内部所蕴藏的能量 。 问题： U 是否为状态函数？ ΔU 呢？ ＊ U ： ① 绝对值无法确定；

② 体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定体系 热力学

能的变化值 。 △ U ：可确定。

●广度性质，具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式 ●热和功的符号规定

热力学第一定律： Q 、 W

状态（ I ） 状态 （ II ） U 1 U 2

U 2 = U 1 + Q + W

热力学第一定律数学表达式： ΔU = U 2 – U 1 = Q + W

● 热力学第一定律： 能量具有不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化过程中，能量的总值不变。

● Q 与 W 的正负号：

体系从环境 吸热 ， Q 取＋ ；体系向环境 放热， Q 取 － ；当 环境对体系做功时 ， W 取 ＋ ；反之， W 取 － 。

例 1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了 50kJ 的热量，对环境做了 30kJ 的功，则体系

在过程中热力学能变为：

Δ U 体系 =+50kJ+ （ -30kJ ） = 20kJ 体系热力学能净增为 20kJ ；

问题： Δ U 环境 = ？

化学反应的热效应 ( Q P Qv ) 、焓 ( H ) 1. 反应热（化学反应的热效应）：

在化学反应过程中，当生成物的温度与反应物的温度相同， 等压条件下 反应过程中体系只做

体积功 而不做其它有用功时，化学反应中吸收或放出的热量称为化学反应的 热效应。 2. 焓（ H ）：

由热力学第一定律： Δ U = Q + W

体系对外作功： W = - PΔV = - p （ V 2 –V 1 ） ΔU = Q P + W = Q P – p （ V 2 –V 1 ） U 2 – U 1 = Q P – p （ V 2 –V 1 ） Q P = （ U 2 + pV 2 ） - （ U 1 + pV 1 ） 令 H ＝ U ＋ pV

H ： 新的函数 ------- 焓

则 Qp = H 2 –H 1 = ΔH （ ΔH 称为焓变） 问题： H 是状态函数还是非状态函数？ ΔH 呢？

问题 ： Qp 与 Qv 之间的关系？

3. 等压反应热（ Qp ） ： 若体系在变化过程中，压力始终保持不变，其反应热 Q P （右下

标 p 表示等压过程）

Q P = Δ U - W ∵ W = - PΔV = - p （ V 2 –V 1 ）

∴ Q P = Δ U + p Δ V = U 2 – U1 +p(V 2 –V 1 ) = （ U 2 + pV 2 ） - （ U 1 + pV 1 ） Q P = ΔH

即 : 在等压过程中，体系吸收的热量 Q P 用于 增加体系的焓

4. 等容反应热： 若体系在变化过程中，体积始终保持不变 （ ΔV = 0 ） ，则体系不做体积

功，

即 W = 0 ；这个过程放出的热量为 Q V 根据热力学第一定律， Q V = Δ U

说明：在等容过程中，体系吸收的热量 Q V （右下标 V, 表示等容过程）全部用来增加 体系

的热力学能。

5. ΔH 的物理意义： 在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓。 ΔH 表示

ΔH = ΔU + pΔV

焓 ( H): 是状态函数，等压反应热就是体系的焓变，

6. Qp 与 Qv 之间的关系：

● Q p = ΔH = ΔU + p ΔV = Q v + ΔnRT ●对液态和固态反应， Qp ≈ Qv, ΔH ≈ ΔU ●对于有气体参加的反应， ΔV ≠ 0 , Qp ≠ Qv ● Δ H + 体系从环境吸收热量， 吸热反应； ● Δ H - 体系向环境放出热量， 放热反应 。

7. 适用条件：

封闭体系，等温等压条件，不做有用功。

例 1 ：用弹式量热计测得 298K 时，燃烧 1mol 正庚烷的 恒容 反应热为 - 4807.12 kJ 3 mol

-1

, 求其 Qp 值

解： C7H16 (l) + 11O2 (g)= 7CO2 (g)+ 8H2O(l) Δn = 7 - 11 = - 4

Qp = Qv + ΔnRT = - 4807.12 + (- 4) ′ 8.314 ′ 298/1000= - 4817.03 kJ 3 mol -1

R = 8.314 J 3 K -1 3 mol -1 = 8.314 Pa 3 m 3 3 K -1 3 mol -1 = 8.314 kPa 3 dm 3 3 K -1 3 mol -1

8. 反应热的测定： 9. 热化学方程式：

表示化学反应与其热效应关系的化学方程式叫做热化学方程式

2H 2 （ g ） + O 2 （ g ） === 2H 2 O （ g ） (298) = - 483.6 kJ 3 mol -1

r : reaction ， Δ r H m 表示反应的焓变 m ：表示反应进度变化为 1mol θ ：热力学标准态：

10. 热力学标准态 ( θ ) ：

(1) 表示反应物或生成物都是 气体时 ，各物质分压 1 3 10 5 Pa ； (2) 反应及生成物都是 溶液状态时 ，各物质的浓度

1mol 3 kg -1 （近似 1mol 3 dm -3 ） ;

(3) 固体和液体 的标准态则指处于标准压力下的纯物质 .

?书写热化学方程式：

● 注明反应的温度和压强条件 ● 注明反应物与生成物的聚集状态， g- 气态； l- 液态 ； s- 固态 ● 值与反应方程式的写法有关，如

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g), = -483.6 kJ2mol -1 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (l), = -571.68 kJ2mol -1 H 2 (g) +1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), = -241.8 kJ2mol -1 H 2 O (l) = H 2 (g) +1/2 O 2 (g), = 241.8 kJ2mol -1 ● 不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同

2H 2 （ g ） + O 2 （ g ） === 2H 2 O （ g ） (298) = - 483.6 kJ 3 mol -1 ● 正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反

2H 2 （ g ） + O 2 （ g ） === 2H 2 O （ g ） (298) = -483.6 kJ 3 mol -1 2H 2 O （ g ） === 2H 2 （ g ） + O 2 （ g ） (298) = +483.6 kJ 3 mol -1

11 ．反应的焓变：

a A + b B ==== c C + dD （生成物） - （反应物）

12 ．标准摩尔生成焓

在热力学标准态下，在某一确定温度下，由最稳定单质生成 1mol 纯物质时的等压热效应

表示，简称该温度下的生成焓

H 2 (g ， 10 5 Pa) + 1/2O 2 (g ， 10 5 Pa) === H 2 O(l) (298) = - 285.8 kJ 3 mol -1

( H 2 O ， l ， 298) = - 285.8 kJ 3 mol -1 11 ． 关于

标准生成焓

(1) 同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同

（ H 2 O ， g ） = - 241.8 kJ 3 mol -1 （ H 2 O ， l ） = - 285.8 kJ 3 mol -1

(2) 只有最稳定单质的标准生成热才是零；

（ C ，石墨） = 0 kJ 3 mol -1 （ C ，金刚石） = 1.9 kJ 3 mol -1 (3) 附录中数据是在 298.15K 下的数据。

(4) 同一物质在不同 温 度下有不同的标准摩尔生成热；

(5) 以 H + （ aq ）的 （ H + ， aq ）为零，但 1/2H 2 （ g ） + ∞ H 2 O （ g ） = H + ∞

aq + e 不为零

(6) 离子生成热： 指从稳定单质生成 1mol 溶于足够大量的水成为无限稀释溶液时的水合离子

所产生的热效应

(7) 反应热效应的计算：

a A + b B ==== c C + dD ( 生成物 ) – ( 反应物 )

热力学标准态

反应物与生成物都是气体时，各物质的分压为 1.013 3 10 5 Pa 反应物与生成物都是液体时，各物质的浓度为 1.0 mol kg -1 固体和液体纯物质的标准态指在标准压力下的纯物质 标准态对温度没有规定，不同温度下有不同标准态 盖斯定律，标准生成焓和反应热计算

1. 盖斯定律： 1840 G.H.Hess( 瑞士科学家 )

不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。

2 ．应用条件：

注意：

① 某化学反应是在 等压（或等容） 下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在 等压（或等容） 下进行；

② 要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的 聚集状态 也相同。

例 ：求反应

C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g) 的反应热？

始态 C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = 终态 CO 2 (g)

CO(g) + 1/2O 2

已知： C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = CO 2 (g) = - 393.5 kJ2mol -1 CO(g) ＋ 1/2O 2 (g) = CO 2 (g) = - 283.0 kJ2mol -1

则 ? - - 得 ： C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g) 的 ΔrH m q 1 为：

＝ -110.5 kJ2mol -1

内能、焓的绝对值无法得到。 如何求一个化学反应 的焓变？ 根据盖斯定律有：

C( 石墨 ) ＋ O 2 (g) = CO 2 (g) C( 石墨 ) ＋ 1/2 O 2 (g) = CO(g)

令最稳定单质的绝对焓为零，即 H(C) = H(O 2 ) = 0, 则

反应 CO(g) ＋ 1/2O 2 (g) ＝ CO 2 (g) 的焓变 为：

3.

① 熔解热：将定量溶质溶于定量溶剂时的热效应与温度、压力、溶剂种类及溶液浓度有关 ②无限稀释溶液：指当向溶液加入溶剂时，不再产生热效应时的溶液， ￥ 表示 ③ 离子生成热：

热力学标准态下，由稳定单质生成 1mol 溶于足够大量水，形成相应的离子的无 限稀释溶液时产生的热效应。

相对值：以 H + ( ∞， aq) 的生成热为零 4. 焓变的计算公式

一般地，对于反应： aA + bB = cC +dD 5. 标准焓的定义

在标准状态和某一确定温度下，由最稳定单质生成 1mol 某纯物质时的等压热效应叫做该物质的

标准生成焓，简称为标准焓，用 表示， 单位：为 kJ 2mol -1

● 同一物质不同聚集态时，其标准焓数值不同只有最稳定单质的标准焓才为零

● 表中数据是 298K 时的数据，但标准焓在不同温度下数据相差不大， 可用 298 K 的数

据近 似计算

6. 利用标准焓可计算某一化学反应的反应热 7. 由燃烧热计算反应热 ? 燃烧热的概念

? 由燃烧热计算反应热公式：

8 ． 键焓

298K 及 10 5 Pa 下，气态分子断开 1mol 化学键的焓变。用 B.E. 表示。键焓大小表示了化合物中原子间结合力的强弱。由键能估算反应热

反应物键能－ 生成物键能

过程的自发性 , 熵 , 热力学第二、三定律

一、过程的自发性

●自发过程：不凭借外力就能发生的过程称为自发过程 ●自发反应：不凭借外力就能发生的反应称为自发反应

● 19 世纪，用焓变 ΔH 判断反应发生的方向凡体系能量升高的过程都是不能自发进行的。

二、熵与熵变

1. 熵：可以看作是体系混乱度 ( 或无序度 ) 的量度。 S 表示

2. 热力学第三定律：对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。 3. 熵的规律：

(1) 在绝对零度时 , 任何纯净完整晶态物质的熵等于零

标准熵：从熵值为零的状态出发，使体系变化到一个大气压和某温度 T 时熵的改变量称为该物质在标准状态下的摩尔绝对熵值，简称为标准熵，用 表示，单位： J2mol -1 2K

-1

(3) 对于同一物质而言，气态熵大于液态熵，液态熵大于固态熵； 例： H 2 O: 298 H2O ( g ) > 298 H2O ( l )

-1-1-1-1

188.7 J2mol 2K 69.96 J2mol 2K

(4) 由于相同原子组成的分子中，分子中原子数目越多，熵值越大； O2 (g) < O3 (g)

N O ( g) < N O2 ( g ) < N2 O4 ( g )

CHCH (g) < CH2=CH2 (g) < CH3-CH3 (g)

(5) 相同元素的原子组成的分子中，分子量越大熵值越大； CH3Cl (g) < CH2Cl2 (g) < CHCl3 (g)

(6) 同一 类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，熵值越大； CuSO4 (s) < CuSO42H2O (s) <

CuSO423H2O (s) < CuSO425H2O (s) F2 (g) < Cl2 (g) < Br2 (g) < I2 (g)

(7) 固体或液体溶于水时，熵值增大，气体溶于水时，熵值减少； NaCl (s) = Na + + Cl - HCl (g) = H + + Cl -

(8) 同一物质，存在不同异构体时，结构刚性越大的分子，熵值越小。

4. 反应熵变的计算公式

一般地，对于反应： aA + bB = cC + dD 规律：

① 凡反应过程中气体计量系数增加的反应，反应 > 0 ； ② 凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的 < 0 ③ 凡反应过程中气体计量系数不变的反应，反应的 = 0

④ 没有气体参加的反应，反应中物质总计量系数增加的反应 ΔS J > 0 ；反应中物质计量系数减少的反应，反应的 < 0 三、熵变与过程的方向 1. 热温熵

热力学证明，在恒温可逆过程中，体系吸收或放出的热量 Q r 与体系的熵变 ΔS 之间有以下关系： ΔS ＝ Qr / T , 因此 ΔS 又叫热温熵 Qr ： 恒温可逆过程中体系所吸收的热 2. 熵的应用 热力学证明：

孤立体系（绝热体系）的自发过程是体系熵增加的过程，即： 状态 I → 状态 II ， S II > S I ΔS = S II - S I > 0 ΔS > 0 ，过程自发进行；

, 物质 X 的相对浓度为 c x / , 为标准浓度 1 mol2dm - 3 3. 对于复相反应

Zn (S) + 2H + (aq) = H 2 (g) + Zn 2+ (aq) K r =

4. 相对平衡常数

对某一化学反应式，以平衡时的反应物及生成物的相对压力，相对浓度的数值应用到质量作用定律中，得到唯一的无量纲纯数，称为该反应在该温度下的平衡常数 ( 相对平衡常数 ) 化学反应等温式 ------ 范德荷浦方程 ● 标准态下： < 0 ，自发过程； > 0 ，非自发过程； = 0 ，平衡状态。 ●非标准态下 :

ΔG > 0 ， ΔG < 0 ， ΔG = 0 判断反应过程的自发性。 化学反应均是在非标准状态下的反应，

非标态下的自由能变 ΔG 与标态下的自由能变 ΔG q 之间具有怎样的关系式？ 根据热力学推导，二者之间的关系为： Δ r G = + RTlnQ T r —— 化学反应等温式 Q T r 称为反应商

平衡时， Δ r G = 0 ， 则 Q T r = K T r = –RTlnK T r

K T r > 10 7 ，或 K T r < 10

–7

是单向正向或逆向进行的标志； < – 40 kJ2mol -1 或 >40 kJ2mol -1 是反应正向进行或逆向进行的标志。 = –RTlnK T r ，

4 ．化学反应等温式，范德荷甫（ Van't Hoff ） 等温式

Δ r G T = + RTlnQ T r

在 Q T r = 1 时，在热力学标准态下 lnQ T r = 0 ， Δ r G T = 注意 : Q T r 与 K T r 的不同之处 5 ．

表示温度为 T ， 反应物和生成物相对浓度及相对压力都为 1 时的反应自由能变。 < 0 ， 过程正向自发； > 0 ， 过程逆向自发； = 0 ， 平衡状态 6 ． Δ r G T :

在任意状态下，体系在某一时刻的自由能变

Δ r G T < 0 ， 过程正向自发； Δ r G T > 0 ， 过程逆向自发； Δ r G T= 0 ， 体系处于平衡状态。

体系处于平衡状态： 0 = + RTlnK T r

= - RTlnK T r 代入： Δ得到： Δ说明：

(1). Q T r > K T r ， Δ r G T > 0 正向反应非自发； (2). Q T r < K T r ， Δ r G T < 0 正向反应自发； (3) . Q T r = K T r ， Δ r G T = 0 体系处于平衡状态 7 ．结论：

（ 1 ） Δ r G T 是化学反应方向性的判据；

（ 2 ） 是化学反应所能进行的限度的标志，即进行程度； （ 3 ）公式 ΔG = + RTlnQT ， 单位是 kJ2mol -1 ；

R ： 8.314 J2mol -1 2K -1 ； T ： K ；

(4) 40 kJ2mol -1 > ΔG J > - 40 kJ2mol -1 时； K T r 在 10 - 7 ~10 7 之间，属于可逆反应的范畴 可用于计算 Δ r G 的公式有： ＝ ( 生成物 ) - ( 反应物 ) - 标准态， 298 K ＝ - T ，标准态 , T K

＝ - RTlnK T r ， T 温度下的平衡常数 Δ r G T ＝ Δ r H - T Δ r S ，任何状态 Δ r G T = + RTlnQ T r ，任何状态

r G T = + RTlnQ T r

，

r G T = RTlnQ T r /K T r

化学平衡的计算

（ 1 ）利用平衡常数求物质或产物的浓度，求反应物的转化率。 （ 2 ）利用实验数据求经验平衡常数及热力学平衡常数。

化学平衡的移动

平衡移动： 从旧的平衡状态转到新的平衡状态的过程，称为平衡移动。

改变平衡体系的条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就象减弱这个改变的方向移动。

6-3 浓度对化学平衡的影响

对于化学反应 a A + b B= g G + d D, ΔrG =- RTlnK T r + RTlnQ T r ＝ RTlnQ T r /K T r

增大反应物浓度（或分压），减小生成物浓度时（或分压） ， Q T r 减小， ΔrG < 0, 平衡正向移动，减小反应物浓度（或分压），平衡逆向移动 .

6-4 压力对化学平衡的影响

1 ．压力对固相或液相的平衡没有影响；

2 ．对反应前后计量系数不变的反应，压力对它们的平衡也没有影响； 3 ．反映前后计量系数不同时：

①增大压力，平衡向气体摩尔量减少的方 向移动； ②减少压力，平衡向气体摩尔量增加的方向移动。

6-5 温度对化学平衡的影响ΔrGmo ＝ - RT ln K T r

lg K T r ＝ - / 2.303 RT + / 2.303 R

， 在 ΔT 不大，可认为是常数，可以写成如下形式： Y = -a 2 1/T + B lg K T r ＝ - a/T + B

以 lg K T r 对 1/T 作图得一直线，斜率 a = - /2.303R

结论：

吸热反应： > 0 ，直线斜率 < 0, 对吸热反应： T 升高， K r 增大；

放热反应： < 0 ， 直线斜率 > 0 。 对放热反应： T 升高， K r 减小。

由 Van't Hoof 方程（ 4-23 ）式， 在 T 1 时， ln K T1 r ＝ - /RT 1 + /R 在 T 2 时 ， lnK T2 r ＝ - /RT 2 + /R

> 0 时， T 2 > T 1 ， ( 升高体系温度 ) K r T2 > K r T1

< 0 时， T 2 > T 1 ( 升高体系温度 ) K r T2 < K r T1

四、平衡移动原理

? 增加（或减少）体系总压力，平衡将向气体分子总数减少（或增大）的方向移动； ?

? 增加（或减少）体系总压力，平衡将向气体分子总数减少（或增大）的方向移动； ?

（ 3 ）升高（或降低）体系反应温度，平衡将向吸热（或放热）方向移动； （ 4 ）催化剂对化学平衡的移动无影响，它只能缩短或改变达到化学平衡的时间。 本章教学要点：

1. 掌握实验平衡常数 ( 经验平衡常数 ) 与相对平衡常数 ( 热力学平衡常数 ) 间的区别 . 2. 掌握有关平衡常数的计算

3. 掌握化学反应等温式 ΔrG = + RTlnQ T r 的意义及应用 . 其中 , ΔrG 是非标准状态下的反应自由能 , 是标准状态 下的反应自由能 , Q T r 为相对反应商 . 4. 掌握 Q T r /K T r 作为过程判据的方法 . 5. 掌握平衡移动原理及其应用 .

6. 进一步理解平衡常数的热力学意义 , 明确化学平衡常数与热力学函数的关系 ; ΔrGmo= - RTlnK T r

第 7 章 化学动力学基础

[ 教学要求 ]

1 ．掌握化学反应速率的基本概念及表示方法。

2 ．掌握反应机理概念，掌握有效碰撞理论，了解过渡状态理论，掌握活化能、活化分子的概念

及其意义。

3 ．掌握浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响及浓度、温度对化学反应速率影响的定量关系：质量作用定律，化学反应的温度因子，熟悉阿仑尼乌斯方程及其应用。 4 ．了解活化过度状态理论的要点；了解催化作用的特点，了解酶催化。 [ 教学重点 ]

1 ．反应机理的概念，有效碰撞理论，过渡状态理论，活化能、活化分子的概念及其意义。 2 ．浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响及浓度、温度对化学反应速率影响的定量关系：质量作用定律，化学反应的温度因子，阿仑尼乌斯方程及其应用。 [ 教学难点 ]

1 ．有效碰撞理论，过渡状态理论，活化能、活化分子的概念。 2 ．质量作用定律，阿仑尼乌斯方程。 [ 教学时数 ] 6 学时 [ 主要内容 ]

1 ． 化学反应速率的基本概念及表示方法：平均速率和瞬时速率，同一反应用不同物系表示速率时这些速率间的关系。

2 ．反应机理（反应历程）概念：基元反应和非基元反应、反应分子数（单分子反应、双分子反应、三分子反应）。

3 ．反应速率理论简介：有效碰撞理论的基本要点，有效碰撞的条件，有效碰撞、活化能、活化分子的概念，碰撞频率因子与化学反应临界能或阀能的关系公式，活化能、方位因子、碰撞频率因子与反应速率的关系，活化过渡状态理论的基本要点，活化络合物；实验活化能。 4 ．浓度对化学反应速率的影响：质量作用定律、反应级数、化学反应速率方程式；温度对化学反应速率的影响：化学反应的温度系数（因子），阿仑尼乌斯方程式及其应用。

5 ．催化剂基本概念及其基本特征，催化作用，催化剂对化学反应速率的影响机制，催化剂寿命、催化剂中毒、催化剂毒物、助催化剂、催化剂载体；酶催化及酶催化的特点。 [ 教学内容 ]

7-1 化学反应速率

一、化学反应速率的定义：

例如： H2O2(aq) → H2O (l) + 1/2 O2(g) 数值见表 化学反应速率：

反应进度 ξ 随时间的变化率。 aA+bB===gG+dD J = dξ / dt

ξ ： 反应进度； t ： 时间

反应进度 dξ 与物质 B 的物质的量的改变 dn B 有关系

物质 B 在反应式中的计量系数。

对于反应物，取负值，表示减少； 对于生成物，取正值，表示增加。

化学反应速率 ： 反应速率：

①某一时刻的反应速率、瞬时速率： ②平均速率

③ 用反应中的任何物质表示反应速率，数值上都是一样的； ④ 瞬时速率的测定可以由作图法得到。 影响反应速率的因素：

内因 ： 反应的活化能大小 外因 ： 浓度、温度、催化剂 7-2 浓度对化学反应速率的影响

? 基元反应： 对于简单反应，反应物分子在有效碰撞中 经过一次化学变化 就能转化为产物的反应。

? 基元反应的化学反应速率方程式： 可由质量作用定律描述 , k 称为反应的速率常数 :

? k 可理解为当反应物浓度都为 单位浓度时的反应速率； ②

? k 由化学反应本身决定，是化学反应在一定温度时的 特征常数； ?

③ 相同条件下， k 值越大，反应速率越快； ④ k 的数值与反应物的浓度无关。 3 ．非基元反应：

反应物分子需经 几步 反应才能转化为生成物的反应。 4 ．非基元反应的速率方程式

不能只根据反应式写出其反应速率方程，必须根据实验测定的结果及验证，推出反应的反应机理 复杂的非基元反应 → 分成若干个基元反应 → 反应最慢的一步作为控制步骤 。 最慢的一个反

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