5．测定化学反应速率的物理方法(只作了解)：

测定化学反应速率的关键是测定某一时间间隔内反应体系中某物质浓度的变化。

⑴量气法：通过测量反应产物中的气体在一定温度、压强下的体积变化，进而计算化学反应速率的方法。

⑵比色法：根据物质对特定波长的光的吸收性能不同，通过吸光度来测定反应物浓度，并据此来计算化学反应速率的方法。

⑶电导法：根据离子导电能力的差异，通过导电率的变化测定反应物中离子浓度变化，进而计算化学反应速率的方法。

4．化学反应速率的简单计算：

例1、在4种不同的条件下测得反应2SO₂ + O₂ 2SO₃的反应速率如下表所示

则在4种不同条件下的反应速率从大到小的排列顺序为　　　　　　 (填序号)

解析：

方法1： 将用不同物质表示的反应速率转化为用同一种物质表示的反应速率再进行比较。

第⑴种情况下V(O₂)= 1/2V(SO₂)=1/2 ×0.4mol·L^-1·min^-1 = 0.2 mol·L^-1·min^-1

第⑶种情况下V(O₂)= 1/2V(SO₃)=1/2 ×0.5mol·L^-1·min^-1 = 0.25 mol·L^-1·min^-1

所以4种情况的反应速率大小为(4)>(3)=(2)>(1)

方法2：通过比较各物质的反应速率和方程式中该物质的计量系数之比值的大小来比较。

第⑴种情况下：V(SO₂)/ 2 = 0.2　　　 第⑵种情况下： V(O₂)/ 1 = 0.25

　 第⑶种情况下：V(SO₃)/ 2 = 0.25　　　 第⑷种情况下： V(O₂)/ 1 = 0.3

所以4种情况的反应速率大小为(4)>(3)=(2)>(1)

例2、一定条件下在2L的密闭容器中发生反应：2SO₂ + O₂ 2SO₃ ，起始时SO₂ 和O₂的物质的量分别为2mol和3mol。反应进行到2分钟的时候，测得SO₃的物质的量为1.6 mol，请分别用SO₂ 、O₂和SO₃的浓度变化来表示该反应的速率。

解:设反应过程中的SO₃的浓度变化为2X　 则

　2SO₂ 　+　 O₂ 　2SO₃

起始浓度(mol·L^-1)　　　　 1　　 1.5　　　　　　 0

变化浓度(mol·L^-1)　　　　 2X　　　 X　　　　　　 2X

2分钟后浓度(mol·L^-1)　　 1-2X　 1.5-X　　　　　 2X

∴　 2X = C(SO₃)= 1.6 mol /2L=0.8 mol·L^-1　 X =0.4 mol·L^-1

V(SO₃)=△C(SO₃)/△t = 0.8 mol·L^-1 /2 min = 0.4 mol·L^-1·min^-1

　　　 V(SO₂)= V(SO₃)= 0.4 mol·L^-1·min^-1

V(O₂)= 1/2V(SO₂)= 0.2 mol·L^-1·min^-1

3．影响化学反应速率的因素：

(1)内因：参加反应的物质的本身性质是影响化学反应速率的决定因素。不同的反应，由于反应物质的结构不同和反应机理不同，因此反应速率不同。

(2)外因：同一反应在不同条件下，反应的速率不同，浓度、温度、催化剂等外界条件对化学反应的速率有影响。

①浓度的影响：当其它条件不变时，增大反应物的浓度，使单位体积内分子数增多，因此可加快反应的速率。例：硫粉在氧气中燃烧比在空气中燃烧激烈。

②压强的影响：当其它条件不变时，加压(缩小体积)对有气体参加的反应，正逆反应速率均加快，气体体积缩小方向的反应速率增加的倍数大于气体体积增大方向增加的倍数；降压(增大体积)，正逆反应速率均减小，气体体积缩小方向的反应速率减小的倍数大于气体体积增大方向减小的倍数。注意：改变压强对反应速率产生影响的根本原因是引起反应体系中各物质浓度的改变，若容器恒温、恒容充入稀有气体或其它不反应气体，虽然改变了容器内气体压强，但由于没有改变反应物质的浓度，所以不影响化学反应速率。

③温度的影响：其它条件不变时，升高温度，反应物的能量增加，使原来一部分能量较低的分子变成活化分子，所以可以加快反应的速率。通常情况下，温度每升高10度，化学反应的速率增大到原来的2至4倍。升高温度，对可逆反应，正逆反应速率均加快，但吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数；降低温度，正逆反应速率均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。例：相同大小的铁片和不同温度相同浓度的盐酸反应，温度高者反应速率快。

④反应物间的接触面积的影响：其他条件不变，增大反应物间的接触面积，由于增大了反应物间的接触机会，因此能增大反应的速率。例：相同质量块状碳酸钙和粉末状碳酸钙分别和同体积同浓度的盐酸反应，粉末状碳酸钙反应激烈，放出气体的速率快。

⑤催化剂的影响：其他条件不变的时，使用催化剂能降低反应的活化能，使更多的反应物分子成为活化分子，因此使用催化剂能同时同倍改变正逆反应的速率。

例：H₂O₂分别在MnO₂ 、FeCl₃、过氧化氢酶等催化作用下的分解，要比没有加催化剂时快得多。

⑥其他因素：除了上述因素外，压强、光波、电磁波、超声波、溶剂等因素对化学反的速率也有影响。

2．　 化学反应速率

⑴概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。

⑵表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示(也可用单位时间内反应物的变化量或生成物的变化量来表示)。

公式：v =△C/△t(△C表示物质的物质的量浓度变化，△t表示时间变化)

单位：mol·L^-1·S^-1、mol·L^-1·min^-1、mol·L^-1·h^-1等

⑶注意事项：①同一反应中，用不同物质来表示反应速率时，其数值可能不同，但其表达的意义是相同的，都表示在同一段时间内的平均反应速率而不是瞬时速率。因此表示化学反应速率时，必须指明用反应物或生成物中哪种物质做标准，且一般不能用固体物质做标准。②用不同物质表示同一反应的速率时，速率的比值等于化学方程式中相应的化学计量数之比。

如对于反应：mA + nB = pC + qD　

v(A) =△C_A/△t　 v(B) =△C_B/△t　 v(C) =△C_C/△t　　 v(D) =△C_D/△t

且：v(A) :v(B): v(C) :v(D)=m:n:p:q

③比较反应速率的快慢，要转化为同一物质的速率来比较。

1．　 化学反应的发生(只作了解)

⑴基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应。

⑵反应机理与总反应：基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)，基元反应的总和称为总反应，由几个基元反应组成的总反应也称复杂反应。反应不同，反应历程就不相同；同一反应在不同条件下的反应历程也可能性不同，反应物的结构和反应条件决定着一个反应的反应历程。

⑶有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞叫有效碰撞。

⑷活化分子：只有具有较高能量(能量超过活化能)的分子，才能发生有效碰撞，能发生有效碰撞的分子叫做活化分子。

⑸活化能：普通分子变成活化分子至少需要吸收的能量称为活化能。不同反应有不同的活化能，基元反应的活化能是活化分子平均能量与普通分子平均能量之差。一定温度下，反应的活化能越高，活化分子数越少，反应速率就越慢，反之亦然。

3．焓变与熵变对反应方向的共同影响(只作了解)

一定条件下，一个反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应熵变有关。

⑴反应方向的判断依据：ΔH – TΔS　

①ΔH – TΔS＜0　 反应能自发进行　 ②ΔH – TΔS = 0 反应达到平衡状态　 ③ΔH – TΔS＞ 0 反应不能自发进行

⑵反应方向的判断依据ΔH – TΔS 只适用于温度，压强一定条件下的反应，不能用于其它条件(如温度，体积)一定条件下的反应。判断温度、压强一定条件下反应的方向时,应同时考虑焓变与熵变两个因素。

①反应放热和熵增加都有利于反应自发进行，所以放热的熵增加反应一定能自发进行。

如:2KClO₃(s) = 2KCl(s)+ 3O₂(g)

ΔH=-78.03kJ·mol^-1 ΔS =494.4J·K^-1·mol^-1

②吸热的熵减少反应一定不能自发进行

如: CO(g) = C(s,石墨)+ 1/2O₂(g) ΔH=110.5kJ·mol^-1 ΔS =-89.36J·K^-1·mol^-1

③当熵变和焓变作用相反时，二者相差悬殊,由某一因素主导。

如:常温下的放热反应:

4Fe(OH)₂(s)+2H₂O(l)+O₂(g)= 4Fe(OH)₃(s)　

ΔH=-444.3kJ·mol^-1 ΔS =-280.1J·K^-1·mol^-1

焓变对反应的方向起决定性作用。

⑶ΔH – TΔS 这一判断依据指出的是一定条件下，自发发生反应的可能性，并不能说明实际是否一定能发生反应。

2．熵变与反应方向(只作了解)

⑴熵：描述体系混乱度的一个物理量，用S表示。

⑵熵与混乱度的关系：①熵值越大体系的混乱度越大。②在同一条件下不同的物质熵不同。③同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关。对同一物质，S_(g) ＞ S_(l) ＞ S_(s)。

⑶反应的熵变：生成物总熵与反应物总熵之差。

⑷熵与反应方向的关系：熵变是判断反应能否自发进行的另一因素，也不是惟一的因素。熵增加有利于反应自发进行，但不是一定能自发进行。

1．焓变与反应方向(只作了解)

一个化学反应在某种条件下能否自发进行，以及在什么条件下有可能按预期方向发生是可以预测的。其中焓变是影响反应方向的因素之一，但不是惟一的因素。多数能自发进行的化学反应是放热反应。如：氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应，活泼金属与酸的反应等。但也有不少的吸热反应也能自发进行。如：铵盐与强碱的反应等。还有一些反应在室温下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行。如碳酸钙的分解等。总之，无论是放热反应还是吸热反应都有可能自发进行。

(四)金属腐蚀的快慢。一般说来可用来下列原则判断：

电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀

(三)电极反应式的书写

1．如果题目给定的是图示装置，先分析正、负电极，再根据正、负极反应规律去写电极反应式；

2．如果题目给定的是总反应式，可分析此反应中的氧化反应或还原反应，再选择一个简单变化情况去写电极反应式，另一极的电极反应式可以直接写或将各反应式看作数学中的代数式，用总反应式减去已写出的电极反应式，即得出结果。

3．注意：看清楚“充电、放电”的方向，放电的过程应用原电池原理，充电的过程应用电解池原理。