大学化学——化学热力学基础.ppt

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1、第一章热化学与能源,第1章 化学热力学基础,化学热力学:,热力学:研究能量转换过程中所遵循规律的科学。,热效应可能性方向性限 度,研究化学反应,物理变化(如:相变热,溶解热)过程中能量交换。,化学动力学:,反应机理反应速率,研究反应进行的速率和所经过的中间步骤。,1.1 化学反应热的测量,1.1.1 基本概念1.1.2 化学反应热的测量,火（柴）-化学反应热,火源：钻木取火，燧石与钢质小刀猛烈相击第一代火柴：氯酸钾药面+浓硫酸第二代火柴：白磷+Pb3O4/MnO2第三代火柴：火柴头（氯酸钾和二氧化锰/三硫化二锑氯酸+火柴皮(红磷),1.概念:,系统,环境,研究对象,与系统密切相关的其余部分。,

2、敞开系统：能量交换 物质交换,封闭系统：能量交换,隔离系统（孤立系统）,相,气相液相固相,具有相同的物理及化学性质，的均匀部分(有明确的界面),单相单相，两相（水与苯），三相固溶体，多相,单相系统和多相系统,特性:(1)状态一定，状态函数就有确定值。(2)状态函数的变化值只与始终态有关，而与变化的途径无关。,状态函数,系统物理性质和化学性质的总和。状态=f(温度，压力，体积,密度，粘度，折光度.),H2,P=101.325kPaT=300K V=1dm3,状态,用以确定体系状态的物理量。P,T,V,状态函数的分类,广度性质,不具有加和性，与系统的物质的量无关（温度，密度，压力),系统的某些性质

3、等于各部分性质之和(体积,质量,焓,熵),强度性质,过程与可逆过程,过程,I状态II状态，可逆地由II状态I状态，对环境产生的影响消失的理想化过程,系统状态发生任何变化,热力学可逆过程,化学计量数,N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g),B B=0 B为物质化学式，为B的化学计量数(反应物为负，产物为正）,反应进度,N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),=nB()-nB(0)/B,d=-1(B)dnB=-1(B)nB,反应前 10 30 0某时刻 8 24 4,1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g),同一反应,不同写法,反应进度

4、不同,1.反应热的测量,弹式量热计测 q 钢弹组件 q弹=C T 吸热介质(水)q水=cm TqV=_(q弹+q水)=_(C+cm)T,化学反应时放出或吸收的热叫做反应的热效(反应热),恒容反应热qv与恒压反应热qp的关系,敞口容器与封闭容器,1.2.1 热力学第一定律 即能量守恒定律(第一类永动机）应用在热力学当中,1.2 化学反应的理论计算,U=U2-U1,系统内部各种能量的总和。,符号 U 单位:J or kJ,包括组成物质的分子和原子的移动能、转动能、振动能以及组成原子的电子和核的能量等。,状态1,状态2,热传递,功传递,U1,U2,绝对值无法测量，变化值可测。,性质：状态函数,内能,

5、热力学第一定律,数学表达式 U=q+w,注意:q,w 都不是状态函数，其值与过程 的具体途径有关。,U是系统的内能变；w 是功，（包括体积功与非体积功）；q 是热。,系统从环境得到功或热，q、w 为正值；系统对环境做功或放热，q、w 为负值。,例：某系统由状态A沿途径变化到状态B时，吸热300J，同时系统对环境做功100J。当该体系沿 另一途径自状态A变化到状态B时，系统对环境做功 50J，则此过程q为多少?,解：据热力学第一定律 沿途径变化U=q+w=300+(-100)=200J 沿另一途径变化 U=q+w q=U-w=200-(-50)=250J,1.2.2 反应热与焓,恒容,不作非体积

6、功的条件下，V=0 体积功 w=_ P外 V=0据 U=qV+w,物理意义:体系内能的变化在数值上等于qV。,U=qV,1.恒容(定容)反应热 qV及其测量,恒压,只做体积功的情况下 P1=P2=P外=P w=_ P外 V U=qp _ P外V U2 _ U1=qp _ P外(V2 _ V1)qp=(U2+P2V2)_(U1+P1V1)定义 焓 H U+PV,2.恒压反应热 qp与焓变,qp=H2 _ H1=H,物理意义:系统焓的变化在数值上等于qp。,H是焓变,焓是状态函数,3.qV 与 qp 的关系 aA(g)+bB(g)=eE(g)+gG(g)恒温恒压：H U+PV H=U+P V=U+

7、ng RT,qp=qV+ng RT,qp=qV 的条件:1)反应前后气体化学计量数相同,即ng=0;2)凝聚相间反应。,ng为反应方程式中气态组分的化学计量数之总和。,SO2(g)+1/2O2(g)=SO3(g)ng=_ 1/2 qp qv Ag+(aq)+Cl-(aq)=AgCl(s)n=0 qp=qv ng 气体化学计量数总和,例.在298k时，1g液体苯在弹式量热计中完全燃烧，生成H2O(l)和CO2(g)，放出热量为31.4kJ，求1mol液体苯燃烧的H。,C6H6(l)+15/2O2(g)=6CO2(g)+3H2O(l),计算出1mol液苯的恒容热,苯的摩尔量M=78g mol-1,

8、Um=（-31.4 kJ g-1）78 g mol-1=-2449.2 kJ mol-1,根据Hm=Um+nRT,n=6-7.5=-1.5，,Hm=-2449.2 kJ mol-1+(-1.5)8.31410-3 kJ K-1 mol-1298K=(-2449.2-3.7)kJmol-1=-2452.9 kJ mol-1,应用盖斯定律，可以由已知反应热效应计算未知反应的热效应。,由于U、H为状态函数的变化值，与途径无关，故qV、qP与途径无关。,盖斯(赫斯Hess)定律,恒容或恒压的条件下,反应热只与反应的始终态有关,而与反应的过程和途径无关。,U=qV,由热力学第一定律可得：,H=qP,热化

9、学方程式,例：H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l)；H（298.15K）=_285.15 kJmol-1,注意：（1）标明反应的温度、压力。（2）注明各物质的聚集状态（包括晶型）。（3）方程式中各物质的系数为化学计量数，它表示进行反应的物质的量。（4）在化学方程式的右边表示出热效应，正号 代表吸热，负号代表放热。,C(石墨)+O2(g),CO2(g),CO(g)+1/2O2(g),(1),(2),(3),例：C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g)H=？,反应可采取两个途径进行：,途径,途径,(1)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)H1=-393.50 kJ mol-1(2)C(石墨

10、)+1/2O2(g)=CO(g)H2=？(3)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)H3=-282.96 kJ mol-1,即 反应方程式(1)=(2)+(3)反应热 H1=H2+H3 H2=H1 _ H3=-393.50-(-282.96)kJ mol-1=-110.54 kJ mol-1,计算时注意：（1）条件相同的反应和聚集态相同的同一物质才 能相消、合并；（2）反应式乘（除）以某数，H也要同乘（除）以该数。,根据盖斯定律，途径I和途径II的反应热相同。,1.2.3.标准摩尔生成焓和反应的标准摩尔焓变,标准条件：标准压力 P=101325Pa 标准浓度 C=1moldm-3 稳定单质

11、 规定：对于任何稳定单质 fH=0 规定：fH(H+，aq，298.15K)=0 aq是拉丁字aqua(水)的缩写,H+,aq表示水合氢离子,标准摩尔生成焓:fHm(T)在标准条件下由稳定单质生成 1mol纯物质时反应的焓变就是该纯物质的标准生成焓。,标准摩尔焓变:标准条件下，摩尔反应的焓变值。Hr(T),a A+b B=d D+e E rHm(298.15K)=i fHm(i,298.15K)生 _ i fHm(i,298.15K)反=B f Hm(298.15K)rHm(T)rHm(298.15K),Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)fHm(298.15K)0 64

12、.77 _153.89 0/kJmol-1,rHm(298.15K)=fHm(Zn2+,aq,298.15K)_ fHm(Cu2+,aq,298.15K)=_ 153.89 _ 64.77=_ 218.66 kJmol-1,注意：(1)摩尔反应指按反应方程式中化学计量数表示的量所完成的反应。由于反应的焓变与所进行反应的物质的量有关，所以，不同的反应，其摩尔焓变值不同。,(3)反应的标准摩尔焓变等于生成物的标准生成焓之和，减去反应物的标准生成焓之和，切勿颠倒。,(2)B为反应系统中某物质的化学计量数，对生成物取正值，对反应物取负值，计算时切勿丢掉。,2Al(s)+3/2O2(g)=Al2O3(s

13、)H1=-1675.7 kJmol-1 4Al(s)+3O2(g)=2Al2O3(s)H2=2H1=-3351.4 kJmol-1,例：计算下一反应H(298.15K)，并估算U。,H2S(g)+3/2 O2(g)=H2O(l)+SO2(g)fH(298.15K)_20.63 0 _285.83 _296.83 kJmol-1 H(298.15K)=(_285.83)+(_296.83)_(_20.63)=_ 562.03(kJ mol-1)U=H _ ngRT=(_562.03)_(1-1-1.5)8.314 10-3 298.15=_ 558.3(kJmol-1),1.3 化学反应的方向和

14、吉布斯函数变,1.3.1 自发过程的方向和推动力1.3.2 熵和熵变1.3.3 化学反应的方向与吉布斯函数变1.3.4 化学平衡,1.3.1 自发过程的方向和推动力,自发过程:不需外界做功而能自动发生的过程。,自发过程都有一定的方向性和限度。,自发过程的推动力:（1）系统倾向于取得最低能量状态。（2）系统倾向于取得最大混乱度。,热力学第二定律:热不能自动从低温物体传递到高温物体.或:在隔离系统中发生的自发反应必定伴随着熵的增加.(熵增加原理),1.熵（S）:系统内物质微粒混乱程度的量度。,S:熵K:波尔兹曼常数:混乱度(热力学概率),波尔兹曼公式 S=k ln,物质的绝对熵,性质：状态函数,1

15、.3.2 熵和熵变,绝对零度时，任何纯净的完整晶体物质的熵等于零。,热力学第三定律：,2.标准熵和标准摩尔熵变,标准熵：标准条件时，1mol物质的熵。S(T).单位：Jmol-1K-1,(1)同一物质,S(g)S(l)S(s);(2)同一物质同一聚集态,S(T高)S(T低);CS2：S(161K)=103 Jmol-1 K-1 S(298K)=150 Jmol-1 K-1(3)气态多原子分子的S 值比单原子分子大，例如：N(g)NO(g)NO2(g)S(298K)153 210 240(4)分子越大，结构越复杂，熵值越大。(5)导致气体分子增加的过程会伴随熵值的增大。,单质的标准熵值不为零规定

16、:处于标准状态下的水合H+离子的标准熵为零.Sm(H+，aq，298.15K)=0,例.不查表，依熵值从大至小排列下列物质：(1)Br2(l)(2)KCl(s)(3)F2(g)(4)NO2(g),答：因为熵代表体系混乱程度的量度，所以：(1)S(g)S(l)S(s)。应是 F2、NO2的熵大 于Br2(l)，而KCl(s)为最小。(2)分子越大，其结构越复杂，分子中原子运 动形态越多，熵值也越大。NO2分子比F2分 子复杂，故熵值大。依题意，各物质熵值由大到小顺序为：S(NO2,g)S(F2,g)S(Br2,l)S(KCl,s),(298.15K)=i Sm(i,298.15K)生 i Sm(

17、i,298.15K)反=B S(298.15K)在温度升高没有引起物质聚积状态变化时，通常可以认为:,标准摩尔熵变：标准条件下，摩尔反应的熵变。,1.3.3 化学反应的方向与 吉布斯函数变,恒温恒压下 G=H-T S 吉布斯等温方程，是化学中最重要的方程之一,1.吉布斯函数(1875年美国的J.W.Gibbs）,等温等压：G 0 非自发过程,性质：状态函数,2.反应自发性的判断,G H-T S 吉布斯函数,在恒温恒压下反应自发性的几种情况 反 应 H S G 反应的自发性S(s)+H2(g)=H2S(g)-+-自发CO(g)=C(s)+1/2O2(g)+-+非自发Al2O3(s)=2Al(s)

18、+3/2O2(g)+N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)-,G=H-TS,低温为正高温为负,高温自发,低温为负高温为正,低温自发,3.吉布斯函数变的计算,标准生成吉布斯函数:f G(T)反应的标准摩尔吉布斯函数变:,=BfG(B,298.15K),=i fG(i,298.15K)生 i fG(i,298.15K)反,即,(1).标准条件下 G(298.15K)=B f G(298.15K)G(298.15K)=H(298.15K)298.15K S(298.15K)G(T)H(298.15K)T S(298.15K),T 1111K 标准状态下使温度约高于1111K时，CaCO3(s)可分

19、解。用公式T=可估算反应的最低温度。,解：使CaCO3在标准状态下分解，要使反应：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)自发，其热力学条件为G0，由公式：G(T)H(298.15K)TS(298.15K)T,例:问在标准状态下使CaCO3分解的最低温度为多少?,如果反应体系处于标准状态时，则：Q=1 lnQ=0 G(T)=G(T),气体反应,若为溶液反应,(2).非标准条件下,aA(g)+bB(g)=dD(g)+eE(g),G(T)=G(T)+RT lnQ,Q(J):反应商,注意：式中各项为任给分压(或浓度)。,对于反应,道尔顿分压定律(J.Dalton)(1)P总=PA+PB+PC=i

20、 Pi(2)Pi=xi P,PV=nRT,PiV=niRT,Pi/P=ni/n=xi,注意:多相反应中，Q表达式中不出现纯固体,纯液 体或溶剂。Zn(s)+2H+(aq)=Zn2+(aq)+H2(g)PH2/P C Zn2+/C CH+/C 2 Q表达式与反应方程式写法有关。,Q=,Q1=,Q2=,1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g),N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),PNH3/P,PN2/P 1/2PH2/P3/2,PNH3/P 2,PN2/P PH2/P3,=110 kJmol-1 0 反应不能自发进行,=130.44+8.314 10-3 298.15 ln(310-

21、4),例:空气中CO2占0.03%(体积比),求298K和1273K时的CaCO3 分解反应能否进行?求CaCO3在空气中最低分解温度?若反应在标准条件下进行,求最低分解温度?,解:PCO2=0.03%P=30Pa CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)Q=PCO2/P=310-4 1)298K G(298.15K)=i fG(i,298.15K)=H(298.15K)298.15K S(298.15K)=130.44kJmol-1,G(298.15K)=G(298.15K)+RT lnQ,3).T最低(空气中)G(T)=0 G(T)=RT lnQ=H(298.15K)TS(298.15

22、K)T最低=782K 4).T 最低(标准状态下)G(T)=0 G(T)=H(298.15K)T S(298.15K)=0 T 最低=1111K,=-112.0 kJmol-1 0 反应自发进行,2).1273K G(1273K)=H(298.15K)1273K S(298.15K)=26.0 kJmol-1 G(1273K)=G(298.15K)+RT lnQ,=26.0+8.31410-3 1273 K ln(310-4),1.2.4 化学平衡,2.化学平衡和平衡常数,实质:动态平衡,注意:当平衡状态时 Q=K,aA(g)+bB(g)=dD(g)+eE(g)任一时刻 PA PB PD PE

23、 平衡状态 PAeq PBeq PDeq PEeq,对于可逆反应：,(1)平衡常数 K 的表达式,书写平衡常数表达式应注意的几点：在平衡常数表达式中不包括纯固体、纯液体 的分压或浓度。不论反应的具体途径如何，都可根据总的化 学方程式写出平衡常数的表达式。平衡常数与T有关，而与压力和组成无关。平衡常数的表达式与化学反应方程式的写法 有关。,N2O4(g)2NO2(g)P(NO2)/P2 P(N2O4)/P 1/2N2O4(g)NO2(g)P(NO2)/P P(N2O4)/P1/2 2NO2(g)N2O4(g)P(N2O4)/P P(NO2)/P2,K1=,K2=,K3=,=(K1)1/2,=1/

24、K1,平衡常数的表达式与化学反应方程式的写法有关。,例.某温度时8.0 mol SO2和4.0 mol O2在密闭容器中进行反应生成SO3气体，测得起始时和平衡时(温度不变)系统的总压力分别为300kPa和220kPa。试求该温度时反应：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)的平衡常数和SO2的转化率。,解：根据分压定律，即可求得各平衡分压。(1)求分压 2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)初始物质的量/mol 8.0 4.0 0变化的量/mol-2n-n 2n 平衡时各物质的量/mol 8.0-2n 4.0-n 2n达平衡时总的物质的量/mol n平=12-n 在恒温恒容条件下,n

25、始=（8.0+4.0）mol=12.0 mol 12.0/n平=300/220 n平=220/30012.0 mol=8.8 mol 又 n平=12-n n=(12.0-8.8)mol=3.2 mol 平衡时物质的量分数:,xi=ni/n,X(SO2)=0.18 X(O2)=0.09 X(SO3)=0.73 根据分压定律求平衡分压：,Pi=Xi P,P(SO2)=39.6 kPa；P(O2)=19.8 kPa；P(SO3)=160.6 kPa,(2)求平衡常数,K=,=84,(2)平衡常数 K 与 G 的关系：,平衡时 G(T)=0 Q=K G(T)=RT ln K,结论:(1)K 与反应路径

26、无关；(2)K 与温度有关；(3)K 与压力，组成无关。,ln K=G(T)/RT,G(T)=G(T)+RT lnQ,G(T)越负，则 K值越大，正反应进行的程度越大。,将式 G(T)=RT lnK 代入式 G(T)=G(T)+RT lnQ,因此，也可用 Q/K判断反应方向：Q K G 0 反应非自发,G(T)=RTln Q/K,(3)平衡常数K与G的关系：,得：G(T)=RT lnK+RT lnQ=RTln Q/K,(4)平衡常数K与温度T的关系G(T)=RT lnK G(T)=H(T)T S(T)所以 lnK(T)=H(T)/RT+S(T)/R,或表示为：,定性讨论：H 0 时（为吸热反应

27、），升高温度K 增大。H 0 时（为放热反应），升高温度K 减小。,例.已知反应 1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g)，在298K时，K(298.15K)=4.91016,H(298.15K)=92.3 kJmol-1,求在 500K时的K。近似计算，不查S和 fG数据,解：方法I：先求出 G(500K)而后求K(500K)：,G(T)=H(T)T S(T),298.15K,500K G(T)=H(T)T S(T),G(T)=RT lnK,G(T)=RT lnK,方法：,求：ln,K(500K)=2.9710-7 4.91016=1.461010,直接用公式 ln,(2)压力的影

28、响,3.化学平衡的移动,(1)浓度的影响 aA(aq)+bB(aq)=dD(aq)+eE(aq),当C生增加或C反减少时 Q K 平衡逆向移动当C生减少或C反增加时 Q K 平衡正向移动,增大压力，平衡向气体物质的量减少的方向移动。减少压力，平衡向气体物质的量增大的方向移动。,(3)温度的影响 ln K=H(T)/RT+S(T)/R,平衡移动原理(吕查德理原理)：如果改变平衡移动的条件之一(如浓度，压力，温度),平衡就向减弱这个改变的方向移动。,放热反应(H 0):升高温度，K 增大，平衡正向移动。,哈伯法合成氨,哈伯认为若能使反应气体在高压下循环加工，并从这个循环中不断地把反应生成的氨分离出

29、来，则这个工艺过程是可行的。于是他成功地设计了原料气的循环工艺。这就是合成氨的哈怕法。,氮气和氢气的混和气体在这就是在600oC的高温、200个大气压和锇为催化剂的条件下合成氨。,1.3.1 反应速率的含义和表示方法,1.3 化学反应速率,表达式=-1(B)dCB/dt,反应速率：,指化学反应的快慢。表示单位时间单位体积反应组分的改变量。,3H2(g)+N2(g)=2NH3(g),=-1(N2)dCN2/dt,=-1(H2)dCH2/dt,=-1(NH3)dCNH3/dt,单位:mol dm-3 s-1,注意：反应速率应是瞬时速率，是浓度对时间的变化率。,B为化学计量数，对反应物取负、生成物取

30、正。CB为反应体系中B物质的浓度，t为时间。,(基)元反应:反应物分子直接碰撞而发生的反应。,质量作用定律:恒温下,基元反应的反应速率与反应物浓度的乘积成正比(浓度项指数就是各组分的化学计量数)，,基元反应 aA+bB=dD+eE 速率方程式=k CAa CBb 反应级数 n=a+b,反应速率常数 k(1)单位由反应级数而定;(2)与浓度无关,是温度的函数;(3)与催化剂有关。,（即反应物化学计量数之和）,复杂(复合)反应:多个(基)元反应组成的反应。,复杂反应=k CA CB 反应级数 n=+,注意:质量作用定律只适用于(基)元反应,2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g),N2O5(g)

31、,NO3(g)+,NO2(g),NO3(g),NO2(g)+,1/2O2(g),慢,快,整个反应:=1=k 1C(N2O5),一级反应,（n由实验来确定）,解：其速率方程式表示为=kC(A)C(B)其中a b，且+a+b。设初始A的浓度为C(Ao)、B的浓度为C(Bo)，初速率为0,则有：0C(Ao)C(Bo)(1),例.设反应aA+bB C在恒温下，当C(A)恒定时，若将C(B)增大为原来的两倍，测得其反应速率亦增大为原来的两倍；当C(B)恒定时，若将C(A)增大为原来的两倍，测得其反应速率增大为原来的四倍。写出其速率方程式，并计算其反应级数。,若C(A)恒定，将C(B)增大为原来的2倍，则

32、有：1C(Ao)2C(Bo)(2)若C(B)恒定，将C(A)增大为原来的2倍，则有：2 2C(Ao)C(Bo)(3)10 22 20 2 4 2由于温度恒定，故各式中的速率常数k值均相同,该反应的速率方程式为：kC(A)2C(B)n=2+1=3 为三级反应.,反应速率和温度,1/T,阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式：,指数式 k=A e-Ea/RT,对数式 lnk=Ea/RT+lnA,Ea:活化能,A为指前因子，R为气体常数，T为绝对温度。,k(T1)Ea 1 1 ln=()k(T2)R T2 T1,1/T,lnk,阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式：,指数式 k=A e-Ea/RT,对

33、数式 lnk=Ea/RT+lnA,Ea:活化能,以 lnk 1/T作图,对同一反应而言，其速率常数k随温度 升高而增大。在相同温度下，不同反应，活化能越 大，则k越小，反应速率越小。,A为指前因子，R为气体常数，T为绝对温度。,两点式：,由式中可知：,解：无催化剂时：lnk=+lnA(1)有催化剂时：lnk=+lnA(2)同一反应的A值相同，两式相减：,例.在无催化剂时，H2O2的分解反应：H2O2(g)H2O(l)+O2(g)的活化能为75 kJmol-1。当有催化剂存在时，该反应的活化能就降低到54 kJmol-1。计算298K时，此两反应速率之比值。,=4817,反应速率和催化剂,1.活

34、化分子与活化能,根据过渡状态理论，形成活化配合物的分子具有的能量应高出反应物分子的平均能量，称为活化分子。,活化分子具有的最低能量与分子平均能量之差为活化能。,图中，Ea表示无催化剂正反应活化能，Eac表示有催化剂正反应活化能。活化能越小，能峰越低，则活化分子数越多，反应速率越大。,2.用活化分子解释各种因素对反应速率的影响：,活化分子数=分子总数活化分子百分数,活化分子数越多，反应速率越大。,(1)浓度的影响 当温度一定时，活化分子百分数一定，增大反应物浓度，使分子总数增加，从而使活化分子数增大，反应速率增大。,(2)温度的影响 浓度一定，温度升高，活化分子百分数增大，从而使活化分子数增大，

35、反应速率增大。,(3)催化剂的影响 浓度和温度都一定，催化剂降低了反应的活化能，活化分子百分数增大，从而使活化分子数增大，反应速率增大。,3.催化剂作用的特点,(1)能改变反应速率，而本身在反应前后质量和化学组成均无变化；,(2)只能改变反应速率，但不能改变化学平衡，即 不能改变反应的Gm，不能改变反应方向；,(3)有特殊的选择性。a.不同的反应需要不同的催化剂;b.同样的反应如果选择不同的催化剂，将得到不 同的产物,4.影响多相反应的其它因素,相界面积的大小(纳米材料,活性碳纤维),(2)扩散作用(固相反应之间的反应),(3)其它因素:吸咐与脱附作用(固与气/液之间的反应),5.链式反应,直链式反应 H2+Cl2=2HCl链引发:Cl2+M=2Cl*+M(传递能量的隋性物质)链传递:Cl*+H2=HCl+H*链终止:Cl*+Cl*+M=Cl2+M,(2)支链式反应,飞秒化学(采用飞秒激光研究超快过程),本章结束,