1、2020/8/27,1,10Au(A)-Pt(B)系統(tǒng)的熔點組成圖及熔解度圖如附圖所示： （1）標示圖中各相我的相態(tài)、相數(shù)和自由度； （2）繪系統(tǒng)點a的步冷曲線，并標示出該曲線轉(zhuǎn)達折點處的相態(tài)的變化。 11已知101.25kPa，固體A和B的熔點分別為500和800，它們可生成固體化合物AB（s）。AB（s）加熱至400時分解為AB2（s）和xB=0.40的液態(tài)混合物。AB2（s）在600分解為B（s）和XB=0.55的液態(tài)混合物。該系統(tǒng)有一最低共熔點，溫度為300，對應的組成xB=0.10。 （1）根據(jù)以上數(shù)據(jù)，畫出該系統(tǒng)的熔點組成圖，并標出圖中各相區(qū)的相態(tài)、相數(shù)和自由度； （2）將xB=0

2、.20的液態(tài)A、B混合物120mol，冷卻接近到300，然后再交替使用分離、加熱的手段可獲得純B多少摩爾？ (2.96mol),2020/8/27,2,125時在等溫容器中盛有氣體A，其起始壓力為101 325Pa，A按下式分解： A(g)(1/2)Y(g)+Z(g) Y很快地生成并建立平衡：Y(g) P(g) 其反應平衡常數(shù)K=10。已知的A分解為一級反應，其反應速率系(常)數(shù)為0.1 min-1，求10 min后容器中A，Y，Z，P的分壓力。 答：pA= 37.28 kPa，pY=2.92 kPa ，pZ = 64.05 kPa，pP=29.11 kPa,2020/8/27,3,3 A和B

3、按化學計量比導入等容容器中，于400K發(fā)生如下反應： 2A(g)+B(g)Y(g)+Z(s) 已知速率方程為 。設開始時總壓力為30 Pa，反應在7.5 min后總壓力降至20 Pa。問再繼續(xù)反應多長時間可由20 Pa降至15 Pa？另外，A的消耗速率常數(shù)kA=？ 答：30min，,2020/8/27,4,5 已知氣相反應 2A + B 2Y的速率方程為 。將氣體A和B按物質(zhì)的量比2：1引入一抽空的反應器中，反應溫度保持400 K。反應經(jīng)10 min后測得系統(tǒng)壓力為84 kPa，經(jīng)很長時間反應完了后系統(tǒng)壓力為63 kPa。試求： （1）氣體A的初始壓力pA, 0及反應經(jīng)10 min后A的分壓力

4、pA； （2）反應速率系(常)數(shù)kA； （3）氣體A的半衰期。 答：（1）pA，0=63 kPa，pA=42 kPa （2）1.59103 kPa1min1 （3）20min,2020/8/27,5,11.5 溫度對反應速率的影響 溫度對k的影響遠大于對濃度的影響?？蓺w結(jié)為溫度對k的影響 11.5.1 范特霍夫（Vant Hoff）規(guī)則 內(nèi)容以kt表示溫度t時的速率常數(shù)，kt+10表示t+10的速率常數(shù)下式中kt錯誤 此常數(shù)稱反應速率的溫度系數(shù)（）。若溫度變化為t+m10 評價經(jīng)驗規(guī)則，不需要精確數(shù)據(jù)或無完整數(shù)據(jù)時，是一種粗略估計溫度對反應速率常數(shù)影響的方法,2020/8/27,6,11.5.

5、2 阿侖尼烏斯（Arrhenius）公式 公式的形式 指數(shù)形式 k0是指前因子（頻率因子），Ea是活化能 對數(shù)形式 微分形式 積分形式 討論 以對作圖，得一直線，由斜率可求活化能Ea 由兩個溫度的速率常數(shù)可計算Ea；已知Ea和某一溫度時的k值，可以計算其它溫度的k值,2020/8/27,7,阿侖尼烏斯公式不僅適用于均相反應，也適用于非均相反應（包括催化反應）。但對鏈反應往往不能應用 將阿式代入速率方程，得完整表示反應速率與C、T間關系 阿式只適用圖(a)情形，更復雜的情形不適用 （b）爆炸反應；（c）酶催化反應；（d）如碳的氧化，溫度升高，副反應發(fā)生（e）如,例11.4 不同溫度時五氧化二氮氣

6、體的分解反應速率常數(shù)列于表11.3中，將對作圖得一直線如下圖 由圖中直線的斜率可以求得反應活化能Ea=103KkJ/mol，lnk0/k=31.31。將其代入式（11.36）得 利用此式可以求出不同溫度時五氧化二氮分解反應速率常數(shù)k,2020/8/27,9,11.6 活化能 11.6.1 活化能(activation energy) 基元反應的能峰活化能 物理意義發(fā)生化學反應，普通分子(具有平均能量的分子)必須吸收足夠的能量變成活化分子(能量超出某一最低值的分子)，此過程要吸收的最小能量就稱為活化能 討論反應物A變成為產(chǎn)物C盡管 能量降低過程，徂但必須先吸收一定 能量Ea,1變成活化狀態(tài)，然后

7、變成產(chǎn)物 C放出能量Ea,2。這里活化能具有能峰 的意義。反應逆向，C先吸收能量Ea,2， 然后再變成A并放出能量Ea1,2020/8/27,10,整個過程能量凈變化 對反應 依化學平衡的等容方程 因KC=k1/k2，將U視為二個能量之差，即，則 EC和EA分別表示產(chǎn)物和反應物具有的能量（kJmol-1）。按阿式 ； 二式相減并對照上式，可見,2020/8/27,11,或 活化分子所具有的能量 意義Ea,1是活化分子A的能量超出普通A的平均能量EA的部分，是正反應的活化能 ，Ea,2為逆反應活化能 上述解釋僅對基元反應才有明確的物理意義。非基元反應只是表觀活化能，無明確的物理意義。 例，非基元

8、反應： 反應機理： I2 + M 2I + M 其中 即 因此,2020/8/27,12,所以右式有錯 結(jié)論 (1)式中Ea是表觀活化能或經(jīng)驗活化能，它是構(gòu)成總包反應的各基元反應活化能代數(shù)和 (2)阿侖尼烏斯方程不僅適用于基元反應，對多數(shù)的非基元反應亦可適用。且表觀活化能雖含意復雜，仍具有能峰的含意,2020/8/27,13,11.6.2 活化能與反應速率 Ea在阿氏公式中處于指數(shù)項，Ea值對反應速率影響很大。例，某反應活化能降低8.3145kJmol-1，反應速率常數(shù)變化 若T=300K，k/k=1/28。 Ea降低10kJmol-1，速率提高50倍 Ea大小反映了溫度對速率常數(shù)影響大小。二反應速率常數(shù)是k1和k2，活化能Ea1和Ea2，忽略指前因子影響 取對數(shù)并對T微