大學無機化學怎麼求瞬時速度

A. 無機化學，反應速率問題，初始速率法，請高手幫忙！

一個是以分壓的改變快慢來表示速率，一個以濃度的改變來表示速率（mol/l），二者可以通過pv=nrt來轉換

B. 化學反應的瞬時速率怎麼求

瞬時速率就是當反應時間趨向0的時候，lim（物質的量的改變的量比上時間）的值，也就是說V=d△n/dt，這里指的是△n對t求一階導數，是不能約掉的。

C. 大學無機化學中化學反應的熱效應怎麼理解

第二章、熱化學 熱化學:研究化學反應與熱能變化規律的學科。 2.1熱力學的術語和基本概念 2.1.1 系統和環境 系統:研究對象。包含有一定種類和一定數量的物質。 環境:系統以外並與系統有著相互影響的部分。 敞開系統:系統與環境間即有物質的交換，又有能量的交換。 封閉系統:系統與環境間沒有物質的交換，而只有能量的交換。 孤立系統:系統與環境間即無物質的交換，又無能量的交換。 2.1.2 狀態和狀態函數 狀態:系統的一系列物理量的總和，系統性質的綜合表現。 狀態性質:由狀態決定其數值而與變化途徑無關的性質。 狀態函數:具有狀態性質的物理量。例:p、V、T…… 狀態函數特徵: 1、 系統的狀態一經確定，狀態函數是一個定值。 （狀態函數是單值函數。） 2、狀態函數的數值與狀態變化經歷的途徑無關。 （狀態函數的變化量由系統的始、終態決定，與變化途徑無關。） 熱力學中規定了物質的標准狀態為: 1、氣態物質壓力為100kPa。 2、液態、固體物質在100kPa壓力下的純凈物。 3、溶液在100kPa壓力下，物質的量濃度1mol/L。 2.1.3 過程 途徑:系統的狀態變化所遵循的路線。 過程:變化的具體經過。 常見的過程有以下幾種類型: 1、恆溫過程:在整個過程中，系統的溫度不變。△T=0. 2、恆壓過程:在整個過程中，系統的壓力不變。△P=0. 3、恆容過程:在整個過程中，系統的體積不變。△V=0. 4、絕熱過程:在整個過程中，系統與環境無熱量交換。Q=0. 例: ——→ C —————— ↑2 ↓3 A—————1————→B ↓4 ↑6 D—————5————→E 從狀態A到狀態B有三種途徑: 途徑1由過程1組成。 途徑2由過程2、3組成。 途徑3由過程4、5、6組成。 2.1.4 相 系統中性質相同的均勻部分。 討論: 1、性質相同指物理性質和化學性質都完全相同。 2、「均勻」是指各種組分以單個分子、離子或原子相互混合。 3、相與相之間有明確的界面分隔開。 4、區分清楚相與態的概念。 5、區分清楚相的數目與組分的數目。 6、一個相可以是連續的整體，也可以是不連續的分散體。 7、只含有一個相的系統稱為單相系統，含有兩個或兩個以上相的系統稱為多相系統。 2.1.5 化學反應計量式和反應進度 反應進度（ξ,ksai）: 反應中任何一種反應物或生成物在某一階段中物質的量的變化量與反應計量系數的商，單位為mol，用來描述化學反應進行的程度的物理量。 規定反應物的計量系數為負數，產物的計量系數為正數。 例、 反應 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ,開始時,H2為6mol，某一階段後，H2為3mol, ξ= ? 解:ξ= (3-6)/(-2) = 3/2(mol) 2.2 熱力學第一定律 2.2.1熱力學能（U） 系統內部所具有的總能量。（也稱為內能） 狀態函數 熱力學能變化△U = U2 - U1，通常△U≠0。 2.2.2熱和功 熱(Q):系統與環境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量。 討論: 1、熱是一種交換或傳遞的能量，不是物質的自然屬性。 2、 熱與反映物體溫度高低的冷熱現象不能混為一談。 3、熱受變化過程制約，不是狀態函數。 4、在化學反應中，系統吸收的熱轉化為內部的能量，釋放的熱則是由原先存在於物質內部的能量轉變而來的。 5、熱力學上規定，系統從環境吸收熱量為正值，Q > 0 ;系統釋放熱量給環境為負值, Q < 0。 功(w):除熱以外的其它一切形式所傳遞或交換的能量。 主要指體積功，即系統在變化過程中由於體積膨脹或壓縮所做的功。 w = -△PV 恆溫、恆壓條件時，w = -P△V = -△nRT 熱力學規定: 系統對環境作功（體積膨脹），功為負值，w < 0 ; 環境對系統作功（體積壓縮），功為正值, w > 0。 2.2.3熱力學第一定律 能量守恆與轉化定律:能量可以互相轉化，但不能自生自滅。 化學熱力學第一定律:系統由一種狀態變化到另一種狀態時，熱力學能的改變數等於該過程中系統從環境吸收的熱加上環境對系統所做的功。 數學表達式 △U = Q + W 2.2.4 焓變和熱化學方程式 1、熱化學方程式 反應熱效應（簡稱反應熱）:化學反應中放出或吸收的熱量。 熱化學方程式:註明反應熱效應的化學反應方程式。 例如，碳的燃燒反應可表示為: C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔHθ298 = -393.5kJ/mol 討論: （1）、書寫熱化學方程式時應註明物態。 （2）、熱化學方程式要註明反應條件（溫度、壓力）。 （3）、放熱反應，ΔHθ< 0 ; 吸熱反應，ΔHθ > 0 . （4）、ΔHθ值與具體的熱化學方程式相對應，方程式的書寫形式不同，ΔHθ值不同。 1/2C(石墨) + 1/2O2(g) = 1/2CO2(g) ΔHθ298 = -196.75kJ/mol 此處1mol是指1mol反應. （5）、正、逆反應的ΔHθ數值相等，符號相反。 2、焓和焓變 反應熱效應與反應條件有關。 恆容熱效應用QV表示，恆壓熱效應用QP表示。 恆容條件， QV,△V = 0, w = 0, QV = △U。 反應熱效應全部用於系統內能變化。 恆壓條件，QP = △U + w =△U + P △V。 = (U2 - U1) + P(V2 - V1) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) 定義: 焓 H = U + PV 狀態函數 △H = △U + △PV 恆壓條件下，△H = △U + P△V = QP 恆壓反應熱效應其數值等於系統的焓變。 例:450g水蒸氣在373K和100kPa條件下凝結成水，已知水的蒸發熱為2.26kJ/g，計算此過程的w, Q, △U和△H 。 解: H2O(g) = H2O(l) 水蒸氣凝結成水放出熱量，Q < 0, Q = -2.26×450 = -1017(kJ) w = -△nRT = -(0 - 450/18)×8.314×373 = 77.5(kJ) △ U = -1017 + (77.5) = -939.5(kJ) △H = qP = -1017(kJ) 答:……。 3. ΔrUm與ΔrHm的關系 ΔrUm和ΔrHm分別為摩爾反應熱力學能變、摩爾反應焓變。 ΔrHm =ΔrUm + P△V P△V = P(V氣體產物 - V氣體反應物) = RT(n氣體產物 - n氣體反應物) = △n氣體RT ΔrHm =ΔrUm + △n氣體RT 對於不涉及氣體的反應，或反應前後氣體分子數不變的反應，△V = 0 , △n氣體= 0,可近似認為ΔrUm=ΔrHm 。 對於反應前後氣體分子數不等的反應，則有: ΔrUm=ΔrHm - P△V =ΔrHm - △n氣體RT 4、標准摩爾生成焓(ΔfHθm(298.15)) 在標准狀態和指定溫度（通常為298.15K）下，由穩定單質生成1mol純凈物的焓變稱為該純凈物的標准摩爾生成焓。 例: 3Fe(s) + 2O2(g) = Fe3O4(S) ΔrHθm(298.15) = -1118kJ/mol ΔfHθm(Fe3O4,s,) = -1118kJ/mol 討論: （1）、熱力學規定穩定單質本身的標准摩爾生成焓為零。穩定單質是指在常溫、常壓下，不會自動起變化的單質。一種單質若有幾種異形體，穩定單質一般是指最穩定的那種。 （2）、定義中指生成1mol該純凈物的焓變。 例: 3O2(g) = 2O3(g) ΔrHθm(298.15) = 284kJ/mol ΔfHθm (O3,g) = 142kJ/mol （3）、書後P637--653查表，注意物態。 5、標准摩爾燃燒焓ΔcHθm(B,相態，T) (略) 2.2.5 蓋斯定律 1、由ΔfHθm 計算ΔrHθm ΔrHθm 為標准狀態和溫度298.15K下，反應進度為1摩爾時的反應或過程的焓變。 計算公式: ΔrHθm(298.15) = ∑ΔfHθm (生成物) - ∑ΔfHθm (反應物) 例: CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) ΔrHθm =? 解:ΔfHθm (kJ/mol) -393.5 0 -110.5 -241.8 ΔrHθm =-241.8-110.5-(-393.5)-0 = 41.2(kJ/mol) 分析: CO2(g) + H2(g) ======= CO(g) + H2O(g) ↓ΔrHθm (1) ↗ΔrHθm (2) ↗ΔrHθm (3) C(石墨) + 1/2O2(g) + 1/2O2(g) + H2(g) 蓋斯定律:一個反應可以一步完成，也可以分幾步完成，所有分步反應的焓變之和與一步完成的反應焓變相等。 ΔrHθm =ΔrHθm (1)+ΔrHθm (2)+ ΔrHθm (3) 反應(1) CO2(g) == C(石墨) + O2(g) 這個反應是CO2的分解反應，也是CO2生成反應的逆反應 ΔrHθm (1) = -ΔfHθm(CO2,g) 反應(2) C(石墨) + 1/2 O2(g) = CO(g) ΔrHθm (2)=ΔfHθm(CO,g) 反應(3) 1/2O2(g) + H2(g) = H2O(g) ΔrHθm (3) =ΔfHθm(H2O,g) ∴ΔrHθm =ΔfHθm(CO,g) +ΔfHθm(H2O,g) -ΔfHθm(CO2,g) 討論: （1）、計算公式中是∑ΔfHθm(生成物) - ∑ΔfHθm(反應物)。切不可顛倒。 （2）、注意物態，選用相應的ΔfHθm 數據。 （3）、反應式要配平後才能計算。 （4）、計算中包括了方程式中的計量系數，不可遺忘。 例: C2H6(g) + 7/2 O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔrHθm =? 解:ΔfHθm(kJ/mol) -84.6 0 -393.5 -285.9 ΔrHθm = 2(-393.5)+3(-285.9)-(-84.6)-0 = -1560.1(kJ/mol) 3、 利用熱化學方程式的組合計算ΔrHθm 化學反應方程式可以象代數方程式一樣通過加減得到另外的反應式，相應的ΔrHθm也進行類似計算. 例 （1）- 3（2）+ 2(3)=(總) ΔrHθm（總）=ΔrHθm（1）-3ΔrHθm（2）+2ΔrHθm（3） 2.2.6鍵焓與反應焓變 （略） 第三章、化學動力學基礎 3.1 化學反應速率的概念 反應速率:反應進度隨時間的變化率。 j =△ξ/△t 平均速率 當△t 趨於無限小時，j = dξ/d t 瞬時速率 用單位體積中反應進度隨時間的變化率來表示，稱之為基於濃度的反應速率。 V（速率）= j /V(體積） = dξ/ V(體積）d t = dni / miV(體積）dt = (1/mi)(dCi /dt) V= (1/mi)(△Ci /△t) 討論:1、反應速率單位 mol / m3(L)S(min,h) 2、mi 為組分i在反應方程式中的計量系數；dCi為組分i 在t時刻的瞬時濃度，計算出的速率為瞬時速率；△Ci為組分i 在一段時間內的濃度變化量，計算出的速率為平均速率。 (3)、一個反應在某一時刻只有一個反應速率數值，可以用任一組分濃度的變化率來進行相應的計算。 例:某給定條件下，氮氣與氫氣在密閉容器中合成氨，各物質濃度的變化如下: N2 + 3H2 → 2NH3 起始時濃度/ mol?dm-3 1.0 3.0 0 2 s(秒)後濃度/ mol?dm-3 0.8 2.4 0.4 △Ci -0.2 -0.6 +0.4 計算該反應在這2 秒鍾內的平均反應速率V。 解:V = (1/mi)(△Ci /△t) =（-1）-1（-0.2 mol?dm-3/2 s） =（-3）-1（-0.6 mol?dm-3/2 s） =（+2）-1（+0.4 mol?dm-3/2 s） = 0.1 mol?dm-3?s-1 時的平均速率即為在某一時刻的反應速率。 3.2濃度對反應速率的影響-----速率方程式 質量作用定律:在一定溫度下，反應速率與反應物濃度的一定方次成正比。 任一反應: aA + bB = cC + dD V = k C x (A)C y (B) (瞬時速率) k為反應速率常數，在數值上，為各反應物濃度都是1mol/L時的反應速率。 討論:1、每個反應都有表示其特徵的速率常數，k值的大小首先取決於反應的本性，k值越大表示反應進行越快，是比較不同反應的速率的特徵參數。 2、k值不隨反應物、產物濃度而變，是溫度的函數。 3、k的單位隨反應而變，與反應級數有關，反應級數相同的反應，k的單位是一致的。 4、在速率方程式中，純固、液態物質濃度視作1，不列入表達式中。 在質量作用定律表達式中，反應物濃度的指數稱為反應級數，前例中，對A來說是x級反應，對B來說是y級反應，而總反應級數為x+y級。反應級數可以是零，可以是正整數，也可以是分數。 質量作用定律表達式也稱為速率方程式，算出的是瞬時速率，各組分濃度也要用瞬時濃度。通常都用初濃度，算出初速率。 根據反應方程式能否直接寫出速率方程式呢？確定x、y數值？有些行，但大多數則不行。這里涉及到反應機理。 反應機理:化學反應經歷的途徑（微觀過程）。 基元反應:反應物分子一步直接轉化為產物的反應（一步完成的反應，簡單反應）。 例；NO2(g) + CO(g) = NO (g) + CO2(g) 基元反應可以直接據反應方程式寫出速率方程式，各組分的反應級數就是反應方程式中相應系數。 V = kC(NO2)C(CO) 非基元反應；反應物分子需經過多個步驟才能成為產物分子的反應（分步完成的反應，復雜反應）。 例:5H2SO3 + 2 HIO3 = 5H2SO4 + H2O + I2 實驗結果表明 V = kC(H2SO3)C(HIO3) 反應機理:H2SO3 + HIO3 = H2SO4 + HIO2 (慢) (1) 2H2SO3 + HIO2 = 2H2SO4 + HI （快） (2) 5HI + HIO3 = 3I2 + 3H2O （快） (3) 總反應分為三個步驟進行，其中第一步驟是最慢的，每個步驟都是一個基元反應，都可以據反應方程式寫出相應的速率表達式。在多個步驟構成的反應中，最慢的反應步驟起著控制整個反應速率的作用（就象流水線上最慢的工序決定著生產效率一樣），稱為控制步驟或決定步驟。控制步驟的反應速率代表了總反應的反應速率，控制步驟的速率方程式就代表了總的反應速率方程。所以理論分析與實驗結果一致。 非基元反應不能據反應方程式寫出速率方程，必須通過實驗確定其反應級數，才能給出速率方程式。 3.3溫度對反應速率的影響---阿侖尼烏斯方程式 阿侖尼烏斯根據實驗結果提出了溫度與反應速率常數之間的經驗公式: 阿侖尼烏斯公式:k=Ae-Ea/RT Ea: 反應活化能。

D. 大學無機化學

追本溯源，所有符號都有最根本的定義式。另外，物理化學比較有意思，可以做很多實驗譬如dimer /monomer之比，非常的哲學

E. 大學 無機化學動力學基礎 反應進度：這個平均速率和瞬時速率有什麼區別

平均速率表示一段時間反應的物質量除以一段時間所得的速率為平均速率
例如：當一反應從時間t1到t2，反應物的濃度從c1到c2時此段時間的
平均速率為c2-c1/t2-t1
瞬時速率的表達式中 是ξ對t求導的意思 高等數學中定義為t點的斜率 說明瞬時速率是指在某一時刻的速率而不是某一段時間的速率

F. 關於化學反應的活化能，下列說法正確的是題目來自大學的無機化學習題

從0min，2min的數據來看，N2O5的濃度在此期間減半。在2min到4min期間又再次減半。可見反應物濃度減半所需時間與濃度無關，說明這是一個一級反應。所以[N2O5]與時間的關系為[N2O5] = e^(-kt) 由於t = 2min 時[N2O5] = 0.5，所以0.5 = e^(-2k)，得到k = 0.3466。所以2min時的瞬時速率為0.3466*[N2O5] = 0.1733 mol/(L min)

G. 大學化學反應的速率方程怎麼寫

化學反應速率方程不是跟方程式系數有關的,這是大學的無機化學吧!它的指數到底是幾,是實驗測出來的,比如它是1,2,還是1.5級都是實驗測出來的!我們的無機化學書上專門有一個表,上面寫了一部分的反應的速率方程.算這個,你首先得知道是幾級反應.
化學反應速率方程是利用反應物濃度或分壓計算化學反應的反應速率的方程。
而化學反應速率通常指的是單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加。根據時間的長短，單位時間可用s、min、hr、day、year等不同單位表示，它由反應的快慢而定。
化學反應速率方程直接計算得出的是特定濃度下的瞬時速率，由方程兩邊積分得出的才是平均速率。

H. 瞬時反應速率怎麼求

瞬時速率就是當反應時間趨向0的時候，lim（物質的量的改變的量比上時間）的值，也就是說V=d△n/dt，這里指的是△n對t求一階導數，是不能約掉的。

I. 大學無機化學

第一章 化學熱力學初步
1.1 熱力學基本概念：狀態與狀態函數；過程與途徑；熱力學第一定律.
1.2 熱化學：化學反應的熱效應；恆容反應熱Qρ和恆壓反應熱Qν；焓與反應焓變ΔH；熱化學方程式的寫法；幾種反應焓的計算方法：蓋斯定律,由標准生成焓計算反應焓,由燃燒熱計算反應焓,由鍵能估算反應焓.
1.3 化學反應的方向：反應的自發性；熵的初步概念；Gibbs自由能與ΔG；吉布斯—赫姆霍茲方程ΔG=ΔH－TΔS應用
第二章 化學平衡
2.1 化學平衡常數：可逆反應；化學平衡定律；經驗平衡常數與熱力學平衡常數；轉化率.
2.2 化學平衡常數和自由能變：等溫方程；化學平衡常數和標准自由能變
2.3 化學平衡移動：壓力、濃度對化學平衡的影響；溫度對化學平衡的影響
第三章 化學反應速率（3學時）
3.1 反應速率定義及表示法：平均速度；瞬時速率.
3.2 反應速度理論簡介：碰撞理論；過渡狀態理論.
.3 影響反化學反應速度的因素：基元反應與非基元反應；濃度對化學反應速率的影響
（零級、一級反應、二級反應）；溫度對化學反應速率的影響；催化劑對化學反應速率的影響.
第四章 酸鹼電離平衡（5學時）
4.1 酸鹼理論簡介：酸鹼質子理論；酸鹼電子理論.
4.2 強電解質溶液：離子氛；活度.
4.3 弱電解質的電離平衡：一元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；多元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；同離子效應、鹽效應；鹽類水解.
4.4 緩沖溶液：定義；pH值求算；應用
第五章 沉澱溶解平衡（2學時）
5.1 溶度積常數：溶度積原理； 溶度積和溶解度的相互換算