无机化学第二章化学反应速率和化学平衡
第二章 化学反应速率和化学平衡 过渡状态理论 活化配合物的势能高于始态也高于终态，形成一个能 峰。只有那些具有足够能量的分子才能克服这一能峰，由 反应物转化为生成物。过渡状态理论中把活化配合物具有 的最低能量与反应物能量之差称为活化能。显然，反应的 活化能越大，能峰越高，超过这一能峰的分子百分数就越 少，反应速率也越小。 在催化反应中，由于改变了反应历程，降低了反应的 活化能，使更多的分子可越过能峰并形成活化配合物，因 此大大增加了反应速率 。
第二章 化学反应速率和化学平衡
学习指南 第一节 化学反应速率 第二节 影响反应速率的因素 第三节 活化能 第四节 化学平衡 第五节 化学平衡的移动 第六节 反应速率与化学平衡的综合应用
习题 习题参考答案
第二章 化学反应速率和化学平衡
本章重点 1.影响化学反应速率的因素及其应用 2.化学平衡常数 3.化学平衡的移动
第二章 化学反应速率和化学平衡 浓度对化学平衡的影响 在一定温度下，可逆反应：达到平衡时，若增加A的 浓度，正反应速率将增加， v正＞ v逆(图2-8) ，反应向正 方向进行。随着反应的进行，生成物Y和Z的浓度不断增 加，反应物A和B的浓度不断减小。因此，正反应速率随 之下降，而逆反应速率随之上升，当正、逆反应速率再 次相等，即 v 正′=v 逆′时，系统又一次达到平衡。显然 在新的平衡中，各组分的浓度均已改变。
第二章 化学反应速率和化学平衡 温度对反应速率的影响 温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应 的进行。 对于每升高 10 ℃ ，反应速率增大 1 倍的反应，100 ℃ 时的反应速率约为 0 ℃ 时的 210 倍，即在 0 ℃ 需要 7 天 多才能完成的反应，在 100 ℃ 只需 10 min 左右。 夏天的草莓腐败的快
第二章 化学反应速率和化学平衡 此时系统是否处于平衡态 ? 如处于非平衡态，则反应 进行的方向如何 ? 为了回答这一问题，引入反应商 Q 的概 念。在一定温度下对于任一可逆反应 ( 包括平衡态或非平衡 态 ) ，将其各物质的浓度或分压按平衡常数的表达式列成分 式，即得到反应商 Q 。
第二章 化学反应速率和化学平衡
第二章 化学反应速率和化学平衡
平衡常数的意义
(1) 平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆 反应进行程度的标度。对同类反应而言， K 值越大，反应 朝正向进行的程度越大，反应进行得越完全。 (2) 由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和处于非平 衡态时反应进行的方向。若在一容器中置入任意量的A ， B ，Y ，Z 四种物质，在一定温度下进行下列可逆反应：
多重平衡的平衡常数 在一个化学过程中若有多个平衡同时存在，并且一种 物质同时参与几种平衡，这种现象叫做多重平衡。 多重 平衡的规则：在相同条件下，如有两个反应方程式相加 ( 或相减 ) 得到第三个反应方程式，则第三个反应方程式 的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积 ( 或商 ) 。 多重平衡规则在各种平衡系统的计算中颇为有用。
第二节 影响反应速率的因素
化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性。此外， 还受浓度、温度、催化剂等外界条件的影响。
浓度对反应速率的影响经验速率方程 1.元反应和非元反应 一步就能完成的反应称为元反应 2.经验速率方程式 对于元反应，其反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正 比。浓度指数在数值上等于元反应中各反应物前面的化学计 量数。这种定量关系可用一经验速率方程 ( 亦称质量作用定 律 ) 来表示。
第二章 化学反应速率和化学平衡
分子间要发生有效碰撞必须满足以下两个条件：
(1) 在碰撞时反应物分子必须有恰当的取向，使相应的原 子能相互接触而形成生成物。 (2) 反应物分子必须具有足够的能量，这样在碰撞时原子 的外电子层才能相互穿透，成键电子重新排列，使旧键 破裂，形成新键 ( 即形成生成物 ) 。 登山动画
第二章 化学反应速率和化学平衡
第四节 化学平衡
标准平衡常数 标准平衡常数也称热力学平衡常数，以 K 表示。它只 是温度的函数。由于最新的国家标准中将标准压力 p 定为 100 kPa ，所以本书进行有关计算时，均采用 100 kPa 下 的热力学数据。 1.标准平衡常数表达式 对于既有固相 A ，又有 B 和 D 的水溶液，以及气体 E 和 H2O 参与的一般反应。
本章难点 1.活化能理论 2.影响化学平衡移动的因素及其化学平衡移动的应用
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
各种化学反应进行的快慢程度往往不相同。例如， 酸碱中和反应、溶液中的某些离子反应瞬间即可完成。 反应釜中乙烯的聚合过程则需几小时或几天。煤的形 成更是一个缓慢的过程。
第二章反应速率和化学平衡
第三节 活化能
以上是在实验基础上归纳出的化学反应速率的宏观 规律。下面简单介绍关于反应速率的理论，从物质分子 的性质来解释化学反应速率的变化规律。 碰撞理论活化能 由于反应物粒子之间的绝大多数碰撞都是无效的， 它们碰撞后立即分开，并无反应发生，因此，大多数反 应要慢得多。只有极少数碰撞能发生化学反应的碰撞叫 做有效碰撞。
第二章 化学反应速率和化学平衡
平衡常数与平衡转化率 可逆反应进行的程度可以用平衡常数来表示，但在 实际工作中，人们常用更直观的平衡转化率来表示。平 衡转化率有时也简称为转化率，它是指反应达到平衡时， 反应物转化为生成物的百分率。
第二章 化学反应速率和化学平衡 第五节 化学平衡的移动 可逆反应在一定条件下达到平衡时，其特征是 v正=v逆， 反应系统中各组分的浓度 ( 或分压 ) 不再随时间而改变。化 学平衡状态是在一定条件下的一种暂时稳定状态，一旦外界 条件 ( 如温度、压力、浓度等 ) 发生改变，这种平衡状态就 会遭到破坏，其结果必然是在新的条件下建立起新的平衡状 态。这种因外界条件改变，使可逆反应从原来的平衡状态转 变到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。下面分别讨 论影响平衡移动的几种因素。
无机化学题库-专升本复习-含答案
无机化学题库-专升本复习-含答案无机化学练习题Page1of10第一章物质及其变化填空题：1．若化学反应时，系统不做非体积功，且反应终态与始态的温度相同，则体系吸收或放出的热量，称作该反应的热效应。
2．一定温度（298K）及标准压力下，由元素的稳定单质生成1mol某化合物时的焓变，称作该化合物的标准摩尔生成焓。
判断题：1．下列说法正确的是。
（D）A．单质的标准生成焓都为零。
B．反应的热效应就是反应的焓变。
C．单位物质的量的反应物所产生的热效应就是反应的焓变。
D．任何一个化学反应的热效应都可为：△rHm＝∑△fHm(生成物)－∑△fHm(反应物)。
2．下列说法中不正确的是。
（D）A．相同温度下，组分气体单独占有混合气体的总体积时所产生的压力称为该组分气体的分压力。
B．组分气体的温度和压力与混合气体相同时，组分气体单独存在所占有的体积，称为组分气体的分体积。
C．混合气体中，组分气体的压力分数、体积分数和摩尔分数三者是相等的。
D．液体在沸腾时，其饱和蒸气压等于101.3kPa。
选择题：1．下列气体方程式中，错误的是。
（C）A．p总V总=n总RTB．piV总=niRTC．piVi=niRTD．p总Vi=niRT2．表示CO2生成热的反应是。
（B）A．CO(g)1O(g)CO2(g);ΔrHom283.0kJmol122B．C(石墨)OCOo2(g)2(g);ΔrHm393.5kJmol1C．2C(石墨)2O2COo2(g)2(g);ΔrHm787.0kJmol1D．C(金刚石)Oo2(g)CO2(g);ΔrHm395.4kJmol13．下列反应中，何者的oorHm与生成物的rHf一致？（B）A．12H12(g)2Br2(g)HBr(g)B．Ag()12Cl2(g)AgCl()C．N2(g)3H2(g)2NH3 (g)D．12Cl2(g)NH3(g)NH4Cl()4．由下列两个反应热可求得NO的生成热是。
第一课无机化学 第2章化学反应速率和化学平衡
2019年12月9日 8时56分
2、反应级数和方程式系数 V k[ A]x [B]y
（１）上式中 x+y 为反应级数。通常可有一级、 二级、三级反应，但没有四级及其以上的反应。 （２）质量作用定律只适用于基元反应。 （３）在基元反应中 x+y = 反应级数 = 系数； 在非基元反应中一般 x+y 反应级数 系数。 （４）反应级数可有整数、有０、也可有分数、负 数。
2019年12月9日 8时56分
三、 质量作用定律的应用
例2：有一化学反应aA+bB=C在298K时，将AB
溶液按不同浓度混合。得到下列数据。
A的初始浓度 B的初始浓度
1.0
1.0
2.0
1.0
1.0
1.0
1.0
2.0
求其速率方程?
解： 由 v=k[A]m·[B]n
初始速度（mol·L-1·s-1） 1.2×10-2 2.3×10-2 1.2×10-2 4.8×10-2
2-1 化学反应速率的表示 化学反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少
或所生谓成化物学浓反度应的速增率加（来V表）示指的在:单一位定用条m件o下l·L，-1某·s-1、
m化ol·学L-反1·m应in的-1、反m应o物l·L质-1转·h变-1。为生成物的速率。
反应速 即度：VB 变浓化度所的B需变的化时间Ct BBt
v=k[CO]·[Cl2]3/2
m+n=2.5
即 对CO为一级
对Cl2为1.5级 对总反应为2.5级
v1=0.1×0.13/2k ∴k=3.8(L/mol)3/2·s-1
2019年12月9日 8时56分
无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--
3. 298 .15K，标准状态下化学反应吉布 斯自由能变的计算
(1) 利用标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm计算 ΔrGm(298.15 K)＝ iΔfGm(生成物，298.15 K) +
iΔfGm(反应物，298.15 K)
① ② ③ ΔrGm (298.15K) < 0, 反应正向自发进行； ΔrGm (298.15K) > 0, 反应逆过程自发； ΔrGm (298.15K)＝ 0 系统处于平衡状态。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) rHm = 14.7 kJ· -1 mol
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
本章教学要求
1、了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念， 掌握反应的标准摩尔熵变、标准摩尔吉布斯自由能变的简单 计算。 2、掌握ΔrGm 与ΔrHm 和ΔrSm 的关系，学会用ΔrGm 判断 标准状态下反应进行的方向。 3、理解反应速率、基元反应和反应级数的概念及速率方程 式的表达，掌握活化能、活化分子的概念并能用其说明浓度、 温度、催化剂对反应速率的影响。 4、掌握可逆反应与化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡 组成的有关计算，熟悉标准平衡常数和标准吉布斯自由能变 的关系。 5、熟悉反应商判据和吕·查德里原理，掌握浓度、压力、 温度对化学平衡移动的影响及其有关计算。
ΔrHm(T K)≈ΔrHm(298.15K)
无机化学宋天佑第三版上册
无机化学宋天佑第三版上册简介《无机化学宋天佑第三版上册》是中国科学院院士宋天佑主编的无机化学教材的第三版上册。
该教材是无机化学领域的经典教材之一，适用于大学本科无机化学课程的教学与学习。
目录1.第一章：化学量与计量2.第二章：化学反应及其速率3.第三章：化学平衡4.第四章：离子水解与溶液pH5.第五章：弱电解质及其溶液的pH计算6.第六章：共沉淀和氧化还原反应平衡与倾向性7.第七章：无机络合物化学基础8.第八章：无机均相催化剂9.第九章：金属元素的化学品种与应用10.第十章：固体的结构第一章：化学量与计量1.1 物质的质量与量在本章中，我们将学习物质的质量和量的概念。
质量是一个物质所具有的惯性和引力性质的量的度量，质量单位是克。
质量的变化可以通过天平来测量。
物质的量是物质的基本属性之一，用符号n表示，量的单位是摩尔（mol）。
摩尔是国际单位制中的基本单位，它用来表示物质的量。
1.2 化学计量化学计量是研究化学反应中物质量关系的重要分支。
在化学反应中，物质的质量是按照一定的比例进行变化的。
化学计量是用来描述化学反应中物质的量比关系的方法。
化学计量中主要涉及到原子量、分子量、相对分子质量和摩尔质量等概念。
原子量是一个元素中原子质量的平均值，是一个元素的相对质量。
分子量是一个分子中原子质量的总和，是一个分子的相对质量。
相对分子质量是一个物质的分子质量与碳-12的相对质量之比，是一个无量纲的量。
摩尔质量是一个物质的质量与该物质的摩尔数量之比，是一个量的单位是克/摩尔。
1.3 配位化学基础配位化学是无机化学的一个重要分支，研究的是配位化合物的性质和合成方法。
配位化合物是由一个或多个配体与一个或多个中心金属离子或原子通过配位键结合而成的。
配位化学中涉及到配位数、配位物、配位键等概念。
配位数是指周围配位原子或配体与中心金属离子或原子的配位键数。
配位物是由一个或多个配位体和一个中心金属离子或原子组成的化合物。
配位键是配体与中心金属离子或原子之间的化学键。
第2章 化学反应速率与化学平衡
2.1.3 影响化学反应速率的因素——外因
一、 浓度对化学反应速率的影响
在温度恒定情况下, 增加反应物的浓度可以 增大反应速率。
用来表示反应速率与反应物浓度之间定量 的关系式叫速率方程。
不同的化学反应有不同的速率方程和速率常数k。 只有通过实验才能得到。A和B为反应物。
A→B
vA lt i0 m c tA lt it1( m A 2 t2 ) t(1 A 1 ) d d (A )t
vB lt i0 m c tB lt it1( m B 2 t2 ) t(1 B 1 ) d d (B )t
对于反应 aA + bB dD+eE
1 • d ( A ) 1 • d ( B 1 ) • d ( D ) 1 • d ( E ) a dtb dtddtedt
v = k[A]α·[B]β
反应物的浓度越大，反应速率就越快。 浓度对化学反应速率的影响是通过单位时间内活 化分子数目的变化，从而改变单位时间内有效碰撞的 次数来实现。
对于一个恒容反应： A→B
则有：
vAcA(A2)(A1)
t
t2t1
vBcB (B2)(B1)
t
t2t1
随反应的不断进行，由于反应物的浓度不断 减少，生成物的浓度不断增加，因此，大部分化 学反应都不是等速进行的，因此上述所计算的反 应速度是该段时间内的平均反应速率。
2. 瞬时速率：在某一瞬间的反应速率或化学反应在某 一时刻的真正速率为：
注意与后续课程的衔接：把一些印刷应 用与本课程有机融合。
后续课程的理论基础。
应用化学内容提要
1、化学反应速率与化学平衡（第二章） 2、电解质溶液和离解平衡（第三章） 3、氧化还原和电化学（第五章） 4、物质结构（第六章） 5、配位化合物（第七章） 6、溶液和胶体（第一章） 7、有机化学（第二篇所有章节，除去
大专无机化学-化学反应速率与化学平衡
第三课 化学反应速率和化学平衡
化学反应速率
化学反应速率：一定条件下单位时间内 某化学反应的反应物或生成物浓度的变化
反应 A+B Y+Z
v(A) c(A) t
v(Y) c(Y) t
△t：时间间隔，单位s（秒）、min（分）或h（小时） △c(A)：在△t时间间隔内A物质浓度的变化，mol·L-1 △c(Y)：在△t时间间隔内Y物质浓度的变化，mol·L-1
Kθ表达式为
Q的表达式为
K
c(D)平衡 /c
d
p(E)平衡 /p
c(B)平衡 /c b
e
c(D)/c
d
p(E)/p
e
Q
c(B)/c b
cθ：标准浓度，1mol·L-1；pθ：标准压力，100kPa
反应商与平衡常数
Q<Kθ时，反应将正向进行 Q>Kθ时，反应将逆向进行 Q=Kθ时，反应达到平衡状态
宏观：各种物质的浓度或分压不再改变 微观：反应并未停止，正、逆反应仍在进行，
二者速率相等，即v正 = v逆 ≠0
化学平衡是有条件的、相对的、可以改变的
温度，压力，反应物、生成物浓度，等等
化学平衡
①化学平衡的研究对象是可逆反应 ②平衡时正反应速率与逆反应速率相等， ν正=ν逆 ③化学平衡是动态平衡ν正＝ν逆≠0 ④平衡时各组分含量保持恒定 ⑤当外界条件改变时，平衡一般要发生改变
)
1 2
v( NH3 )
对于配平的反应 aA+bB yY+zZ
v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)=a:b:y:z
a、b、y、z：化学计量数
在表示反应速率时必须指明具体物质
平均速率与瞬时速率
无机化学第二章
0.320 nNH 3 133 .0kPa p( NH 3 ) p总 1.20V
g h
PB BRT
PG G RT PH H RT
PG PH G H RT g hab Kp a b a b PA PB A B g h a b n Kp KcRT KcRT
P P
G A
P
P P P
θ g θ a
H B
P P
θ h θ b
P 1.00 10 Pa 1atm
θ 5
KPθ —标准平衡常数
讨论： 对液相反应来说， Kθ 与K数值相等。 对气相反应来说， KPθ与KP数值不一定相等。 当KP单位是(atm)Δn时，数值相等。 当KP单位是(Pa)Δn时，数值不相等（除Δn=0） 复相反应 CaCO 3 ( s)
g h
Kp KcRT
R取值： 8.314
n
3 1 1
Pa m mol K 1 1 kPa L mol K
已知反应 2SO3(g) 求Kp。 解：根据公式：
O2(g) + 2SO2(g)
3
Kc 在温度1000K和压强100kPa时， 3.54 10 ,
xX(g) yY(aq) zZ(l)
x y
PX Y K a b PA B
平衡转化率：
平衡时某反应物消耗量 100 % 该反应物起始的量 起始浓度 平衡浓度 100 % 起始浓度
因为平衡状态是封闭系统中可逆反应的 最大反应限度，所以，又叫最高转化率。
二、标准平衡常数和吉布斯自由能变化
当
Kp KcRT
3
无机化学总结笔记[整理版]
无机化学总结笔记[整理版]《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论 :四大平衡理论部分原子结构1(无机化学结构理论:，分子结构，晶体结构元素化合物2(基本概念:体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3(化学发展史: 近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1( 化学反应速率Δc(A)υ=Δt2( 质量作用定律元反应 aA + Bb Yy + Zzabυ = k c (A) c (B)3. 影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。
温度升高会加速反应的进行;温度降低又会减慢反应的进行。
浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。
催化剂可以改变反应速率。
其他因素，如相接触面等。
在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。
超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4. 化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点:恰当取向，足够的能量。
过渡态理论主要应用于有机化学。
5. 化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。
对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。
生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。
气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。
b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。
c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。
无机化学一、二章课后习题参考答案
第一章物质及其变化1、在30℃时，于一个10.0L的容器中，O2,N2和CO2混合气体的总压为93.3kPa。
分析结果得p(O2) =26.7kPa，CO2的含量为5.00g,试求：（1）容器中p(CO2)；（2）容器中p(N2)；（3）O2的摩尔分数。
2、0℃时将同一初压的4.00L N2和 1.00L O2压缩到一个体积为2.00L的真空容器中，混合气体的总压为255.0kPa，试求：（1）两种气体的初压；（2）混合气体中各组分气体的分压；（3）各气体的物质的量。
3、在25℃和103.9kPa下，把1.308g锌与过量稀盐酸作用，可以得到干燥氢气多少升？如果上述氢气在相同条件下于水面上收集，它的体积应为多少升（25℃时水的饱和蒸气压为3.17kPa）?4、1.34gCaC2和H2O发生如下反应：CaC2(s)+2H2O(l)⇋C2H2(g)+Ca(OH)2(s)产生的C2H2气体用排水集气法收集，体积为0.471L。
若此时温度为23℃，大气压为99.0kPa，该反应的产率为多少（已知23℃时水的饱和蒸气压为2.8kPa）？5、在27℃，将电解水所得的H2,O2混合气体干燥后贮于60.0L容器中，混合气体总质量为40.0g，求H2，O2的分压。
6、甲烷（CH4）和丙烷(C3H8)的混合气体在温度T下置于体积为V 的容器内，测得压力为32.0kPa。
该气体在过量O2中燃烧，所有C都变成CO2,使生成的H2O和剩余的O2全部除去后，将CO2收集在体积为V的容器内，在相同温度T时，压力为44.8kPa。
计算在原始气体中C3H8的摩尔分数（假定所有气体均为理想气体）。
7、已知在250℃时PCl5能全部汽化，并部分解离为PCl3和Cl2。
现将2.98g PCl5置于1.00L容器中，在250℃时全部汽化后，测定其总压为113.4kPa。
其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？8、今将压力为99.8kPa的H2 150ml，压力为46.6kPa的O2 75.0ml 和压力为33.3kPa的N2 50.0ml,压入250ml的真空瓶内。
无机化学-反应速率和和化学平衡
力学和动力学等方面来选择合理的生产条件。
第一节
物质的聚集状态
化学反应研究的重要问题：
反应的方向性； 反应所需时间——反应的速率； 反应的转化率——化学平衡问题；
引言：
各种化学反应进行的快慢程度不同，酸，碱中和的反应， 溶液中某些离子反应瞬间即可完成。在实际生产中，若把氢 和氧放在一起几乎不发生反应，但升温至于1073K，该反应以 爆炸的方式瞬间完成，如选用催化剂，则在常温，常压下氢、 氧也能以较快地速度化合为水，因此在化工生产中一个反应 其进行的速度是重要的，它直接关系到产量和经济效益的高 低。
HI分子的几种可能的碰撞模式 2HI——H2+I2
（1）碰撞过轻
（2）碰撞取向不好 （3）活化分子的有效碰撞
2-3-1
碰撞理论 活化能
活化能：活化分子具有的最 低能量与分子的平均能量之 差。Ea=E活化-E平均
或：活化分子所具有的平均 能量与分子的平均能量之差。 Ea=E活化平均-E平均 通常活化能越高，反应越慢。 活化能的大小决定于反应的 本性，是不同化学反应的速 率相差悬殊的主要原因。
②多相反应中,固态和纯液态反应物浓度不写
注意：①质量作用定律只适用于基元反应。
入速度方程。
C(s) + O2(g) = CO2
非基元反应的速度方程由实验决定。 K称为速率常数，K值大，反应速率就大。它主要受
温度影响。
2-2-2
温度对反应速率的影响
教学内容：
温度对反应速率的影响显著，温 度升高，一般都使反应速度加快。 对多数反应而言，温度升高10度， 反应速率大约增加到原来的2-4倍。
VNH3 = (0.4-0) /2=0.2 mol· L-1· S-1