第二章 热力学和反应动力学
化学反应的动力学和热力学
化学反应的动力学和热力学是研究化学反应过程的两个重要分支领域。
化学反应不仅仅是化学课本上的一些例题，它还深刻影响着我们的日常生活和工业生产。
因此，了解有助于我们更好地理解生活中的一些现象。
一、化学反应的动力学化学反应的动力学研究的是反应速率和反应机理等问题。
反应速率是指单位时间内物质的消耗量或产生量，通常用反应物浓度的变化率表示；反应机理则是指反应物通过什么样的过程生成产物。
了解反应速率和反应机理有助于我们更好地控制反应过程和提高反应效率。
反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
其中，反应物浓度是影响反应速率最直接的因素之一。
通常来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加，这是因为在反应进程中，反应物分子需要相互碰撞才能发生反应，因此浓度越高，反应物分子之间碰撞的概率也就越大。
反应速率还会受到温度的影响，随着温度的升高，反应速率也会增加。
这是因为温度的升高可以增加反应分子的平均动能，使得它们碰撞的速度更快，从而促进了反应。
除了浓度和温度外，催化剂也可以加速化学反应的速率。
催化剂可以提高反应物之间的碰撞频率或者使得反应物之间的化学键变得更容易断裂，从而促进反应的进行。
反应机理的研究则需要借助实验和理论手段。
通过实验，可以确定反应物的物化性质、反应条件和反应物之间的反应类型，从而揭示反应机理中的关键步骤。
例如，在一些代表性的化学反应中，如氧化亚氮和氢气的反应或苯酚和氯气的反应等，通过测定反应物的物理性质、反应条件、反应产物的生成量等信息，可以推断出反应机理中的若干个步骤，从而得到更深入的认识。
二、化学反应的热力学化学反应的热力学研究的是反应的热效应，即化学反应在吸热或放热等方面的特性。
了解反应热效应有助于我们更好地理解化学反应产生的能量变化和热力学定律。
化学反应的热效应通常用焓变或热变化表示。
焓是一种能量单位，表示系统所需吸收或放出的热量，热变化就是指在反应过程中系统内部吸收或释放的能量。
反应的热效应可以用热化学方程式来表达。
化学反应动力学与热力学
化学反应动力学与热力学化学反应是很多复杂的现象之一。
在不同条件下，化学反应的速度和产品的生成量往往会有所不同。
因此，科学家们发展了两个主要的学科来研究化学反应，即化学反应热力学和动力学。
热力学是一门研究物质转化过程中能量变化和热量变化的学科。
在化学反应中，化学平衡可以用热力学来描述。
热力学可以计算出反应物和产物之间的热力学能量差，从而预测化学反应是否会发生和反应的方向。
热力学还可以计算出热力学常数，这个常数可以用来描述反应物质在不同温度下的稳定性。
然而，热力学只能给出化学反应的终点，而不能告诉我们反应速率如何随着温度，浓度和催化剂的变化而变化。
动力学则是研究化学反应速率、反应机理和化学反应的动力学常数变化的学科。
动力学可以通过实验数据来研究反应速率随时间的变化，以及化学反应的动力学常数和反应机理。
同时，动力学可以告诉我们影响反应速率的因素。
这些因素包括反应物的浓度，温度，催化剂和表面积。
因此，动力学可以为我们提供定性和定量评估物质变化的速度和特征。
化学反应动力学常数化学反应常数是化学反应动力学中的一个重要参数。
它是匹配化学反应进程的速率方程的一个参数，反映反应物质在特定条件下转化为产物的速率。
化学反应常数k随着系数（反应的阶数）的变化而变化，反应的阶数在化学反应动力学中非常重要。
该反应始终是一个恒定数量的比例，与反应物质的浓度成正比。
当浓度变化时，反应速率随之改变。
因此，化学反应常数通常被研究者们用来描述化学反应速率的快慢。
通过实验测量反应的速率随着反应物质浓度的变化，我们可以确定k的值。
当反应为一阶反应时，化学反应常数k是常量。
在温度不变的情况下，k不受其他任何条件的影响。
此时反应速率随反应物质浓度的变化而变化。
当反应为一步或多步反应时，k的值会与反应物质的浓度有关，并且每一步反应的过程中都会有不同的k值。
热力学和动力学如何结合虽然热力学和动力学是不同的学科，但它们是相互关联的。
化学反应热力学告诉我们化学反应之间的能量差异，而动力学告诉我们反应的速率如何随温度、浓度和催化剂的变化而变化。
高中化学化学反应的热力学与化学动力学
高中化学化学反应的热力学与化学动力学化学反应热力学和化学动力学是高中化学课程中非常重要的两个概念。
热力学研究的是反应的热效应和热力学平衡条件，而化学动力学则关注反应速率和反应速率变化的因素。
本文将从热力学和动力学的角度来探讨化学反应的内在机制。
一、热力学热力学是研究能量转化过程的一门学科，也是研究化学反应中能量变化的工具。
在化学反应中，热力学可以帮助我们确定反应所释放或吸收的能量，以及反应是否为放热或吸热反应。
1. 反应焓变反应焓变（ΔH）是反应过程中能量的变化。
当ΔH为负时，反应放热；当ΔH为正时，反应吸热。
ΔH的值可以通过燃烧实验或者热化学方程式来确定。
2. 熵变和自由能变熵变（ΔS）衡量了反应混乱程度的变化。
正的ΔS意味着反应产生了更多的混乱，而负的ΔS意味着反应产生了更有序的物质。
自由能变（ΔG）则是反应能量转化的推动力。
ΔG可以通过ΔH和ΔS的关系来计算：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为温度（K）。
当ΔG为负时，反应是自发进行的；当ΔG为正时，反应是不自发的；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
二、化学动力学化学动力学研究的是化学反应速率及其影响因素。
反应速率表示单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
而反应速率决定了反应的快慢。
1. 影响反应速率的因素反应速率受到以下因素的影响：反应物浓度、温度、催化剂、表面积和反应物状态。
- 反应物浓度：浓度越高，反应物之间的碰撞频率就越高，反应速率也就越快。
- 温度：温度升高，反应物的速度和能量增加，碰撞频率增加，反应速率加快。
- 催化剂：催化剂能够提供新的反应路径，使反应物更容易相互碰撞，从而降低反应活化能，加快反应速率。
- 表面积：表面积增大，可使反应物之间的碰撞频率增加，反应速率加快。
- 反应物状态：固体或液体反应物的反应速率要快于气体反应物，因为固体和液体反应物之间的碰撞频率高于气体反应物。
2. 反应速率方程式反应速率方程式描述了反应速率与反应物浓度的关系。
化学反应动力学--第一、二章
i
i
Δni是反应体系中某种组分的物质的量的
产物。 特点：欲测的物理量不随空间位置而变化， 但却随时间而变化。
开放体系流动体系：反应过程中有物质的交 换，即不断补充作用物和取走产物。
特点：体系中某物理量随空间位置而变化， 但流动中某位置的物理量却不随时间而变 化。
流动体系示例图
2. 按参加反应的物质状态分类： 均相反应体系单相反应体系：只有一个相。
上述历程反应的组合为：
H2 + Br2→2HBr
还要注意：有些总反应也是基元反应。
如已知反应：2NO+O2→2NO2是基元反 应。也即该反应从历程上说：是一步完成 的，符合基元反应的定义，是基元反应。
因历程反应的组合构成总包反应。所以 该反应也是总反应。
因此，为了区分，人们引进了简单反应 和复杂反应的概念。
我们说：上述反应满足了热力学条件， 但未满足动力学条件。
如果点火或加催化剂(如铂黑)，加热到 800℃以上，则上述反应能在瞬时完成，以 至于发生爆炸。
可见，改变反应条件，可改变了动力学 上的不利情况。
所以从控制化学反应过程而言，化学动 力学的研究是非常重要的。
另外，化学动力学须考虑过程和途径。 化学反应方程式只表示：
(2) 简单反应和复杂反应 描述的对象：总（包）反应。 如果总反应是一步完成的，即是基元反 应的话，则该反应称为简单反应。 如： 2NO+O2→2NO2 如果总反应是分步完成的，即是由若干 个基元反应构成，则该反应为复杂反应。 如：H2 + Br2→2HBr
几个注意点： ✓ 从反应方程式是无法判定一个总包反应
即反应的机理或历程是如何的？ 目的：能使我们较好的控制反应的进行。
二、动力学和热力学的关系 研究化学反应，必须考虑二方面的因素： 一是热力学方面的因素；（方向与程度） 二是动力学因素。（反应速率）
化学反应动力学和热力学的区别与联系
化学反应动力学和热力学的区别与联系化学反应动力学和热力学是化学中两个十分重要的分支学科，它们分别研究了化学反应的速率和热力学性质。
虽然这两个学科研究的领域不同，但是它们之间也有一定的联系。
本文将从这两个方面展开，探讨化学反应动力学和热力学的区别和联系。
一、化学反应动力学与热力学的区别化学反应动力学研究化学反应的速率以及影响反应速率的因素。
它研究的重点是反应的机理、速率及其影响因素等内容。
化学反应的速率是指反应物转化为产物的速率，这个速率是与反应物浓度、反应温度等因素有关的。
化学反应动力学的研究方法主要是制备反应体系、测定反应速率，并探讨影响反应速率的因素。
通过对反应速率及其规律的研究，可以揭示反应机理和反应物之间的作用机制，从而为工业生产中的反应优化提供参考。
热力学研究物质的热力学性质，包括物质的热力学平衡状态、热力学函数与热力学循环等。
热力学的研究方法主要是通过对物质间相互作用能的计算和测定来建立物质间的状态函数。
这些状态函数包括热力学势和热力学循环等，可以用于描述物质的热力学性质。
热力学还可以通过热力学循环和热力学函数的运用，来分析和说明物质的热力学性质。
综上所述，化学反应动力学和热力学的区别在于前者研究反应速率与机理，后者研究物质的热力学性质。
化学反应动力学和热力学的研究内容和重点不同，但是它们之间也有相互联系。
二、化学反应动力学与热力学的联系首先，化学反应动力学和热力学的研究内容都是针对化学反应的。
热力学可以通过计算和测定物质的热力学函数，而化学反应动力学则可以通过探讨化学反应机理和速率等问题来揭示化学反应的本质。
热力学和化学反应动力学都是化学研究的重要分支。
其次，反应速率与反应热力学性质之间是存在一定的关联的。
化学反应的速率常常随着反应温度的变化而变化。
热力学的研究可以帮助我们了解反应温度和反应速率的关系。
化学反应动力学和热力学的联系就在于两个学科都可以从不同的角度探讨化学反应的参数与影响因素。
高级化学化学反应的热力学与动力学
高级化学化学反应的热力学与动力学化学反应是物质转化过程中最基本的形式之一。
热力学和动力学是理解和解释化学反应的两个重要方面。
热力学研究的是反应是否会发生、发生的方向、以及反应的能量变化；动力学则研究的是反应速率以及反应速率的影响因素。
本文将就高级化学反应的热力学和动力学进行探讨。
一、热力学热力学是研究反应在不同条件下的能量变化和发生的方向的学科。
其中最基本的概念是自由能变化（ΔG）和平衡常数（K）。
自由能变化是用来判断一个反应是否会发生的指标，其计算公式为：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH为焓变化，ΔS为熵变化，T为温度。
当ΔG为负时，反应是自发进行的，当ΔG为正时，反应不会发生。
平衡常数K是用来描述一个反应系统达到平衡时反应物和生成物浓度的比例关系。
当K 大于1时，反应向生成物方向倾斜；当K小于1时，反应向反应物方向倾斜。
二、动力学动力学是研究反应速率以及影响反应速率的因素的学科。
反应速率可以通过反应速率常数（k）来描述，其与反应物浓度的变化关系可以用速率方程来表示。
常见的反应速率方程有零级反应、一级反应和二级反应。
零级反应速率方程可以表示为：rate = k一级反应速率方程可以表示为：rate = k[A]二级反应速率方程可以表示为：rate = k[A]^2其中，rate为反应速率，k为反应速率常数，[A]为反应物A的浓度。
除了反应物浓度之外，温度、催化剂和压力也都会影响反应速率。
根据动力学理论，当温度升高时，反应速率会增加；催化剂的加入可以提高反应速率；而压力的改变对于气体反应具有一定的影响。
三、热力学与动力学的关系热力学和动力学是相辅相成的。
热力学告诉我们反应是否会发生以及发生的方向，动力学则告诉我们反应发生的速率。
这两个方面的研究相互结合，可以更全面地理解和解释一个化学反应。
在某些情况下，一个反应的热力学上是可行的，但由于动力学上的限制，反应速率过慢，实际上并不能观察到反应发生。
化学反应动力学和热力学
化学反应动力学和热力学是化学中非常重要的概念。
两者都涉及到反应的速率、热量和能量等方面，但是它们所研究的问题却略有不同。
一、化学反应动力学化学反应动力学主要研究的是反应速率，也就是反应物转变为产物的速度。
反应速率的快慢取决于反应物的浓度、温度、催化剂、光照等因素。
动力学反应速率常用几种表达式表示，包括一级反应、二级反应和零级反应等，其中最常见的是一级反应。
一级反应是指反应速率与反应物浓度之间的关系为一次函数。
举个例子，若一个反应物分子在单位时间内自发分解成两个产物分子，那么反应的速率就是一级反应速率。
通常来说，一级反应的速率很容易受到温度、催化剂等条件的影响。
二、化学热力学化学热力学则是研究化学反应中的热量和能量问题。
它包括热力学第一定律和热力学第二定律两个方面。
热力学第一定律是指能量守恒定律，即能量不能被创造或消失，只能由一种形态转换为另一种形态。
在化学反应中，反应物和产物的总能量必须守恒，也就是说，反应生成的热量必须与反应物释放的能量相等。
因此，在进行化学反应实验的时候，我们可以测量反应前后的热量差来了解反应的热量变化情况。
热力学第二定律是指热量不能自发地从低温物体转移到高温物体。
在化学反应中，如果反应具有一定的热力学不可逆性，那么反应产生的热量就会随着反应进行而增加，并且不可逆过程也会引起熵的增加。
三、的联系从概念上看，是两个不同的方面，一个研究反应速率，一个研究热量和能量。
但是在实际应用中，这两个方面却密不可分，相互制约，相互影响。
反应速率的快慢取决于反应物的浓度、温度、催化剂、光照等因素，其中温度的影响是最为显著的。
一般来说，温度越高，反应速率就会越快。
这是因为高温可以提高反应物的活化能，从而使反应分子更容易发生碰撞，进而促进反应的进行。
同时，高温反应也会引起更多的热量和能量的释放，从而加速反应过程的进行。
反过来，反应的热量和能量变化也会影响反应速率。
如果反应是吸热反应，那么它的反应物必须从周围环境中吸收热量，才能使反应进行。
化学反应动力学与热力学的关系
化学反应动力学与热力学的关系化学反应动力学和热力学是化学研究中两个重要的方面。
化学反应动力学研究反应的速率，而热力学研究反应的自由能变化。
这两个方面之间有重要的关系，因为反应的速率取决于反应物和产物之间自由能的差异。
动力学在化学反应过程中，反应开始时反应物的浓度很高，反应进行后反应物的浓度逐渐减少，产物的浓度逐渐增加。
反应的进程速率由反应物的浓度决定。
当反应物的浓度低于一定的阈值时，反应速率会显著降低。
化学反应速率可以用速率常数来描述。
速率常数取决于反应物的化学性质、反应条件和浓度等因素。
一些重要的反应的速率与温度的关系如下：2NO2(g) → 2NO(g) + O2(g)该反应的速率表达式是v=k[NO2]2，其中k是速率常数，[NO2]是NO2浓度。
实验发现，当反应温度由25°C升高到100°C时，速率常数增加了约70倍。
这表明反应速率是温度的函数。
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)该反应的速率表达式是v=k[H2]2[O2]，其中k是速率常数，[H2]和[O2]是H2和O2的浓度。
实验发现，当温度升高时，反应速率会增加几百倍。
这表明反应速率也是反应物浓度的函数。
综上所述，化学反应速率受到反应温度、反应物浓度和活化能的影响。
活化能是一种能量，它必须被消耗才能使反应开始。
当反应物缓慢碰撞时，它们必须有足够的能量才能克服排斥作用，从而使反应开始。
这个活化能可以由Arrhenius方程来描述：k=Ae-Ea/RT其中k是速率常数，A是常数，Ea是活化能，R是理想气体常数，T是温度。
Arrhenius方程表明，反应速率随着温度的升高而增加。
热力学热力学是化学的另一个重要方面。
它研究在特定条件下反应的能量变化和反应是否可逆。
在任何反应中，热力学都可以用能量差异来描述反应的趋势。
如果反应物的自由能高于产物的自由能，反应是不可逆的，即反应向产物方向进行。
反之，如果产物的自由能高于反应物的自由能，反应是可逆的，即反应会向反应物方向进行。
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2 制备反应的示例分析
在过量氧气的条件下， [例1] 在过量氧气的条件下，若用氨催化氧化法制硝 氨氧化所生成的产物是NO 还是NO NO？ 酸，氨氧化所生成的产物是NO？还是NO2？是否可一步 制得NO 制得NO2 [解] 题设条件的反应方程式为 Pt-Rh 1173 K PtO(g)反应 反应1 4NH3(g) +5O2(g) 4NO(g) +6H2O(g)反应1 ＋ 4NO2(g) 反应2 反应2 2O2(g) 假设先发生反应（ ），只生成NO，那么在过量O 假设先发生反应（1），只生成NO，那么在过量O2的 只生成NO 作用下，反应体系中的NO有无可能与O2继续发生反应 作用下，反应体系中的NO有无可能与O NO有无可能与 生成NO （2）生成NO2呢？
若在上反应中加入煤粉， 若在上反应中加入煤粉，用碳的氧化反应与芒 硝热分解反应耦合， 硝热分解反应耦合，这就是工业上用碳还原法 制硫化碱的主要反应： 制硫化碱的主要反应： Na2SO4(s)＋4C(s) Na2S(s)＋4CO(g) ＋ ＋ 反应的 △rHθm = 579.82 kJ·mol-1 △rSθm = 701.68 J·K-1·mol-1 △rGθm = 371.6 kJ·mol-1 反应自发进行的最低温度： 反应自发进行的最低温度： T =△rHθm / △rSθm △ = 579.82 × 1000 / (701.68) = 826.3 K 反应正向自发进行的温度大大降低。 反应正向自发进行的温度大大降低。
[例7]耦合促使氧化还原反应的进行铜是不溶于稀 7]耦合促使氧化还原反应的进行铜是不溶于稀 硫酸的，若供氧充足，则可使铜溶解。 硫酸的，若供氧充足，则可使铜溶解。 分析如下： 分析如下： Cu(s) + 2H+(aq) Cu2+(aq) + H2 (g) △rGθm = 64.98 kJ·mol-1 反应不能自发进行。通入氧气， 反应不能自发进行。通入氧气，则有 H2 (g) + 1／2 O2(g) H2O(l) ／ △rGθm = -237.18 kJ·mol-1 两个反应耦合可得总反应： 两个反应耦合可得总反应： Cu(s) + 2H+(aq) + O2(g) Cu2+(aq) + H2O(l) △rGθm = -172.20 kJ 总反应是能自发进行的。 总反应是能自发进行的。所以单质铜制硫酸铜的反 也可在加热、供氧充足下与稀硫酸反应。 应，也可在加热、供氧充足下与稀硫酸反应。
经查有关热力学数据可计算反应（ 经查有关热力学数据可计算反应（2）的： △rHθm = -228.28 kJ·mol-1 kJ· J· △rSθm = -292.86 J·K-1·mol-1 反应（ 反应（2）属于焓减和熵减类型，反应△rG m（T）的 属于焓减和熵减类型，反应△ 符号是（＋）或（－）取决于温度的影响。转化温度， 符号是（＋）或（－）取决于温度的影响。转化温度， （＋） 取决于温度的影响 依据吉布斯公式， ）＝0 依据吉布斯公式，设△rG m（T）＝0，则
2C( 2CO(g)焓减 熵增反应） 焓减、 但反应 2C(s) ＋O2(g) 2CO(g)焓减、熵增反应） 与金红石氯化反应联合起来就构成一个耦合反应。使 与金红石氯化反应联合起来就构成一个耦合反应。 得金红石氯化反应在工业上得以实现，其耦合反应为： 得金红石氯化反应在工业上得以实现，其耦合反应为： ② TiO2(s) ＋2Cl2(g)＋2C(s) ＋ TiCl4 (l) + 2CO(g) ) 热力学数据如下： 热力学数据如下： △rHθm = -80 kJ·mol-1 △rSθm = 139.42 J·K-1·mol-1 △rGθm = -121.3 kJ·mol-1 可以看出，耦合后的反应是属焓减、熵增类型的反应： 可以看出，耦合后的反应是属焓减、熵增类型的反应：
使原来（反应①）不能自发进行的反应，转化成任何温 使原来（反应① 不能自发进行的反应， 度下正向反应都能自发进行的反应。 度下正向反应都能自发进行的反应。
[例5]耦合降低含氧酸盐的热分解温度 5]耦合降低含氧酸盐的热分解温度 无水芒硝( 热分解碳还原法制备硫化碱： 无水芒硝(Na2SO4)热分解碳还原法制备硫化碱： ① 若 Na2SO4(s) Na2S(s)＋2O2(g) 反应的 △rHθm = 1022.1 kJ·mol-1 △rSθm = 344.46 J·K-1·mol-1 △rGθm = 920.2 kJ·mol-1 只采用热分解，其反应属焓增、 只采用热分解，其反应属焓增、熵增类型的反 应，这类反应只有在高温下正向反应才能自发进 反应自发进行的最低温度： 行，反应自发进行的最低温度： T =△rHθm / △rSθm △ = 1022.1 × 1000 / (344.46) = 2967.3 K
[例3] 若用 例 若用298K液态水与氧作用不能形成 2O2，但 液态水与氧作用不能形成H 液态水与氧作用不能形成 湿的锌片与氧作用却能产生H 耦合反应） 湿的锌片与氧作用却能产生 2O2（耦合反应） 反应（ ） ）＋1／ H2O2 反应（1） H2O（l）＋ ／2 O2（g） （ ）＋ ） △rGθm(l) =105.51 kJ·mol-1＞0， ， 反应(1)不能自发向右进行 反应 不能自发向右进行 而反应(2) Zn(s)＋ l／2 O2(g) ZnO（s） 而反应 ＋ ／ （） △rGθm(2) = -318.32 kJ·mol-1＜0 反应(2)能自发进行 反应(2)能自发进行 将反应(1)＋ 且△rGθm(2)＞△rGθm(l) 。将反应 ＋(2) ＞ 得反应（ ） 得反应（3） H2O(l)＋Zn(s)＋O2(g) H2O2(aq)＋ZnO(s) ＋ ＋ ＋ 则△rGθm(3) ＝△rGθm(l) ＋△rGθm(2) ＝-212.81kJ·mol-1＜0 两个反应耦合后促使H （ ）变成H 两个反应耦合后促使 2O（l）变成 2Oaq）。 ）。
[例6] 纯碱与石英细粒反应制备玻璃 Na2CO3(s) Na2O(s)＋CO2(g) ＋ △rHθm = 321.49 kJ·mol-1 △rSθm = 150.44 J·K-1·mol-1 △rGθm =276.74 kJ·mol-1 数据说明纯碱极难发生热分解。 数据说明纯碱极难发生热分解。当有二氧化硅存 在时，则发生下列反应： 在时，则发生下列反应： Na2O(s)＋SiO2(s) Na2SiO3(s) ＋ △rGθm = -245.1 kJ·mol-1 反应在较低的温度能自发进行，总反应为： 反应在较低的温度能自发进行，总反应为： Na2CO3(s)＋SiO2(s) Na2SiO3(s)＋CO2(g) ＋ ＋ △rHθm = 77.99 kJ·mol-1 △rSθm = 149.84 J·K-1·mol-1 △rGθm = 31.64 kJ·mol-1 所以能在相对说来不太高的温度下制造玻璃。 所以能在相对说来不太高的温度下制造玻璃。
T = △rH θm / △rS θm
(=-228.28 × 1000 / (-292.86) = 779.5 K
779.5K时 生成的NO 当T＞779.5K时，生成的NO2的反应将发生 逆转。 催化氧化生成NO NO的反应通常是 逆转。而NH3和O2催化氧化生成NO的反应通常是 在大于1100K的温度下进行的， 在大于1100K的温度下进行的，因而即使在过量 1100K的温度下进行的 氧气作用下仍然不能一步制得NO 仅生成NO NO。 氧气作用下仍然不能一步制得NO2，仅生成NO。 若要制得NO 反应必须分两步进行， 若要制得NO2，反应必须分两步进行，将生成的 NO迅速冷却使温度降至779.5K以下，再使NO重 NO迅速冷却使温度降至779.5K以下，再使NO重 迅速冷却使温度降至779.5K以下 NO 新与O 化合制得NO 新与O2化合制得NO2 。
2.2 配合物反应机理和动力学
配体取代 (交换反应) 交换反应
两类
电子转移反应(氧化还原反应 ) 电子转移反应 氧化还原反应) 氧化还原反应
一.配位取代(substitutioห้องสมุดไป่ตู้)反应 配位取代 反应
反应机理: 研究动力学 研究动力学) 反应机理 (研究动力学) 计量关系, 计量关系 速率方程 深层次的机理研究,影响反应速率的因素 深层次的机理研究 影响反应速率的因素 中心离子 的电子结构 价态 半径 价态, 离去基团(leaving group) ( 和M的作用 的作用) 离去基团 的作用 进入基团(entering group) (有影响或者无影响 有影响或者无影响) 进入基团 有影响或者无影响 旁位基团(spectator ligands) (例如 对位效应，空 例如, 旁位基团 例如 对位效应， 间效应(steric effects) 间效应
(2) 耦合反应在无机制备中的应用 [例4] 耦合促使氯化反应顺利进行 金红石（ 金红石（TiO2）的氯化冶炼反应 ①若如下反应 TiCl4 (l) + O2(g) TiO2(s)＋2Cl2(g) ＋ 由计算得知： 由计算得知： △rHθm = 141 kJ·mol-1 △rSθm = -39.19 J·K-1·mol-1 △rGθm = 153 kJ·mol-1 用氯气直接与金红石反应的△ 用氯气直接与金红石反应的△rGθm＞0，且反应属 于焓增、熵减类型， 于焓增、熵减类型，在任何温度下正向反应都不能自 发进行。 发进行。
[例2] 热法磷酸是采用黄磷在过量氧气中燃烧生成的， 热法磷酸是采用黄磷在过量氧气中燃烧生成的， 试从热力学角度分析，反应能否一步完成， 试从热力学角度分析，反应能否一步完成，生成单一 产物P 产物 4O10(s) ？
按题意反应过程为： [解] 按题意反应过程为： P4 (s) + 3O2 (g) P4O6 (s) ＋ 2O2 (g) 反应1 反应1
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耦合反应在无机制备中的应用
(1)反应的耦合 (1)反应的耦合 按照热力学观点，反应的耦合是指： 按照热力学观点，反应的耦合是指：化学反 应中把一个在任何温度下都不能自发进行的（ 应中把一个在任何温度下都不能自发进行的（焓 熵减型）反应， 增、熵减型）反应，或在很高温度下才能自发进 行的（焓增、熵增型）反应， 行的（焓增、熵增型）反应，与另一个在任何温 度下都能自发进行的（焓减、熵增型） 度下都能自发进行的（焓减、熵增型）反应联合 在一起，从而构成一个复合型的自发反应（焓减、 在一起，从而构成一个复合型的自发反应（焓减、 熵增型），或在较高温度下就能自发进行的（ ），或在较高温度下就能自发进行的 熵增型），或在较高温度下就能自发进行的（焓 熵增型）反应。 增、熵增型）反应。