反应速率、热量
关于氧气燃烧的实验现象
关于氧气燃烧的实验现象在化学实验中，氧气燃烧是一个重要的实验之一。
下面将详细介绍氧气燃烧的实验现象，主要包括焰色反应、热量变化、产物性质、反应速率、燃烧过程、氧气浓度影响和燃烧后现象等方面。
1.焰色反应氧气燃烧时，不同的物质具有不同的焰色反应。
例如，钠元素在氧气中燃烧时，会产生明亮的黄色火焰。
铜元素在氧气中燃烧时，会产生鲜艳的蓝色火焰。
这些不同的焰色反应可以帮助我们识别不同的元素和化合物。
2.热量变化氧气燃烧会释放大量的热量。
在燃烧过程中，热量会传递给周围的物质，导致温度升高。
因此，在实验过程中需要注意控制火源，避免引起火灾等安全事故。
3.产物性质氧气燃烧的产物通常是一种或多种氧化物。
例如，氢气在氧气中燃烧会产生水，水蒸气在空气中凝结成小水滴；碳在氧气中燃烧会产生二氧化碳，二氧化碳是一种无色、无味的气体。
这些氧化物通常具有不同的性质和用途。
4.反应速率氧气燃烧的反应速率与反应物的性质和浓度有关。
一些物质在氧气中燃烧非常迅速，而另一些物质则需要更长的时间才能完全燃烧。
此外，氧气浓度也会影响燃烧速率。
高浓度的氧气可以加快燃烧速率，而低浓度的氧气则会使燃烧速率减慢。
5.燃烧过程氧气燃烧的过程通常包括以下步骤：点火、预热、燃烧、熄灭。
在点火时，需要将可燃物与氧气混合并点燃。
预热阶段中，可燃物被加热到着火点温度以上。
在燃烧阶段中，可燃物与氧气发生化学反应并释放大量热量。
最后在熄灭阶段，火源被移除，热量逐渐散失，反应停止。
6.氧气浓度影响氧气浓度对燃烧的影响非常大。
在空气中，氧气的体积分数约为21%，这个浓度足以支持大部分物质的燃烧。
但是，如果氧气的浓度过低，燃烧会变得缓慢甚至停止。
相反，如果氧气的浓度过高，燃烧会过于剧烈甚至引起爆炸。
因此，在实验过程中需要控制氧气的浓度以保证安全和有效的燃烧。
7.燃烧后现象氧气燃烧后，通常会出现一些明显的现象。
例如，燃烧后产生的烟尘可能会污染空气；燃烧后产生的高温可能会烧焦或熔化周围的物质；燃烧后产生的气体可能会改变周围环境的压力等等。
化学反应的动力学和热力学条件
化学反应的动力学和热力学条件化学反应是物质之间发生化学变化的过程，而反应的速率和能量变化是两个重要的方面。
动力学和热力学是研究化学反应速率和能量变化的两个关键领域。
本文将讨论化学反应的动力学和热力学条件，以及它们的相互关系。
一、动力学条件化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
它取决于反应物的浓度、反应物的活性以及反应物的物理状态。
动力学条件是指影响反应速率的因素，可以通过调节这些因素来控制反应速率。
1. 反应物浓度反应物浓度是影响反应速率的重要因素之一。
根据速率方程式，通常可知反应速率与反应物浓度成正比。
当反应物浓度增加时，反应速率也会增加。
这是因为增加反应物的浓度会提高反应物分子之间的碰撞频率，从而增加反应的可能性。
2. 反应物的活性反应物的活性是指在反应中起主要作用的反应物。
活性高的反应物更容易与其他反应物发生反应，因此反应速率会更快。
例如，在硫酸和钠碱溶液中，酸碱反应速率取决于酸和碱的浓度，以及酸和碱的强度。
3. 反应物的物理状态反应物的物理状态也会对反应速率产生影响。
在溶液中，反应速率通常会比在固体中快，因为在溶液中的反应物分子更容易相互碰撞。
此外，气态反应物在高压下也更容易碰撞，从而提高反应速率。
二、热力学条件热力学是研究物质能量转化的科学，热力学条件涉及反应的热能变化和熵变。
热力学条件可以描述反应的热平衡和热效应。
1. 热平衡反应在达到热平衡时表明反应物的摩尔数比例达到固定的数值。
热平衡的条件是反应物和产物的活性之比为恒定值，即反应物和产物的活度之比为恒定值。
这种平衡是在一个封闭系统内，恒温状态下进行的。
2. 热效应化学反应常伴随能量的转化，热效应是反应产生或吸收的热量变化。
热效应可以分为焓变和熵变。
焓变是指在常压下反应物和产物之间的热量变化。
反应物和产物之间是否吸热或放热取决于焓变的正负。
焓变为负表示反应是放热反应，反之为吸热反应。
熵变是指在反应中发生的系统熵的变化。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量变化和转化的物理学分支，而化学反应的热力学参数则是描述反应的能量特征和行为的重要指标。
本文将围绕化学反应的热力学参数展开讨论，探究其含义、计算方法以及对反应过程的影响。
一、热力学参数的含义化学反应涉及物质的能量转化和物质结构的变化。
热力学参数是用于描述反应过程能量状态和稳定性的物理量。
其中最常用的参数包括焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变（ΔG）。
焓变（ΔH）表示反应过程中吸热（ΔH>0）或放热（ΔH<0）的情况，即系统与周围环境之间的能量交换。
焓变为正值时，反应吸收能量；焓变为负值时，反应放出能量。
熵变（ΔS）是反应过程中体系内部的混乱度变化。
熵是物质无序程度的度量，熵变体现了反应过程中物质结构的变化。
当物质的有序性增加，熵变为负值；当物质的有序性减少，熵变为正值。
自由能变（ΔG）是描述反应驱动力的参数，它判断反应的可逆性和方向。
自由能变为负值时，反应是可逆的；自由能变为正值时，反应是不可逆的。
自由能变为零时，反应达到平衡。
二、热力学参数的计算方法热力学参数的计算需要借助热力学公式和实验数据。
以焓变为例，焓变的计算公式为：ΔH = ∑(H生成物 - H反应物)其中ΔH表示焓变，H表示反应物和生成物的焓值。
焓值可以通过测量反应物和生成物在标准状态下的热量变化得到。
熵变和自由能变的计算也需要根据各自的计算公式，其中熵变的计算需要考虑温度对熵的影响。
自由能变的计算通常会结合焓变和熵变，使用以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG表示自由能变，T表示系统的温度。
三、热力学参数对反应过程的影响热力学参数反映了反应过程中能量的流动和转化，对反应速率、平衡态和可逆性等方面有重要影响。
1. 反应速率：焓变和熵变共同影响反应速率。
一般来说，反应焓变越大，反应速率越快；反应熵变越大，反应速率也越快。
焓变和熵变对反应速率的影响可以通过活化能来解释，其中焓变决定反应的初速度，熵变决定反应的传递过程。
化学反应中的热力学与反应速率与温度
化学反应中的热力学与反应速率与温度热力学和反应速率是化学反应中两个非常重要的概念。
热力学研究反应中的能量变化，而反应速率则关注反应发生的速度。
在化学反应中，温度是一个非常重要的因素，它能够影响热力学和反应速率。
一、热力学与化学反应在化学反应中，热力学研究的是反应中的能量变化。
根据热力学第一定律，能量不会被创造或消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
化学反应中也是如此，反应物的能量会转化为反应产物的能量。
热力学中用到的一个重要概念是焓变（ΔH），它表示在常压下反应物和反应产物之间的能量差异。
当ΔH为正值时，表明反应为吸热反应，即吸收热量，而当ΔH为负值时，则为放热反应，即释放热量。
根据热力学第二定律，反应在不同温度下的总熵变（ΔS）决定了反应的进行方向。
总熵的增加会使反应更有可能发生，而总熵的减少则使反应更不可能发生。
二、反应速率与化学反应反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的数量。
反应速率受到很多因素的影响，其中温度是最重要的因素之一。
温度升高会导致反应速率增加，这是因为温度升高会增加反应物的平均能量。
根据活化能理论，反应需要克服能垒才能发生，而温度升高可以提供更多的能量，使反应物更容易跨越能垒，从而加快了反应速率。
此外，温度的变化还会影响反应体系的平衡常数。
根据热力学，平衡常数（K）与焓变（ΔH）和总熵变（ΔS）有关。
温度升高会增加平衡常数，使反应向生成产物的方向偏移。
三、温度对热力学和反应速率的影响温度对热力学和反应速率都有显著的影响。
在热力学方面，温度的变化会改变反应的焓变和总熵变，从而影响反应的进行方向和平衡常数。
在反应速率方面，温度的变化会直接影响反应物的能量和能垒，从而影响反应速率。
温度升高会使反应物分子具有更高的动能，更容易产生有效碰撞，进而提高反应速率。
总的来说，温度在化学反应中起着至关重要的作用。
它既影响热力学变化，又直接影响反应速率。
通过合理控制温度，我们可以在化学反应中实现能量的转化和反应速率的调节，达到我们想要的结果。
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。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理是基于原子和分子之间的相互作用以及能量变化。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、化学键的形成与断裂、能量变化和化学反应速率等方面。
一、反应物和生成物在化学反应中，参与反应的物质被称为反应物，而反应过程中产生的新物质被称为生成物。
反应物通过化学反应发生化学变化，生成物的形成使整个系统发生了变化。
例如，当氢气（H2）和氧气（O2）发生反应时，生成的产物是水（H2O）。
二、化学键的形成与断裂化学反应中，分子中的化学键会发生形成和断裂的过程。
化学键是原子之间通过电子共享或电子转移所形成的。
1. 共价键的形成和断裂共价键是指两个原子通过共享一个或多个电子对而连接在一起的化学键。
当原子之间形成共价键时，它们会共享电子，使得原子能量变低，稳定度提高。
而当共价键断裂时，原子之间的共享电子会重新分配，形成新的物质。
2. 离子键的形成和断裂离子键是由金属和非金属元素之间的电子转移而形成的化学键。
当金属元素失去电子形成阳离子，非金属元素获得这些电子形成阴离子，阳离子和阴离子之间通过静电作用相互吸引形成离子键。
断裂离子键是指离子之间电荷重新分布的过程。
三、能量变化在化学反应中，能量的转化是不可避免的。
常见的能量变化包括放热反应和吸热反应。
1. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量低于反应物的总能量，反应过程中释放的能量以热量的形式排放。
2. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量高于反应物的总能量，反应过程中吸收外界的能量。
四、化学反应速率化学反应速率是指反应物转化为产物的速度。
它受到几个因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物之间的碰撞频率等。
1. 反应物浓度反应物浓度越高，其分子之间的碰撞频率越高，反应速率也就越快。
2. 温度温度升高会增加反应物分子的平均动能，使它们运动更加剧烈，碰撞的能量也增加，从而增加反应速率。
化学反应的计算
化学反应的计算化学反应是指化学物质之间发生的变化，包括物质的转化、生成或消失。
在化学反应过程中，我们需要进行各种计算，以确定反应物的摩尔比例、产物的量、反应的热量变化等。
本文将介绍化学反应中常用的计算方法及其应用。
一、化学反应的平衡计算化学反应达到平衡时，各物质的摩尔比例保持不变。
在平衡反应中，我们可以利用平衡常数来计算反应物和产物的摩尔比例。
平衡常数（K）定义为反应物浓度的乘积与产物浓度的乘积之比，即：K = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的浓度，a、b、c、d分别为它们的反应系数。
通过给定浓度和反应系数，我们可以计算平衡常数，反之，也可以根据已知的平衡常数计算摩尔比例。
二、化学反应的摩尔计算在进行化学反应时，我们经常需要计算反应物和产物的摩尔量。
摩尔量的计算方法取决于所使用的反应方程式。
对于平衡反应：aA + bB → cC + dD其中，a、b、c、d分别为反应物和产物的摩尔系数。
给定任意一种物质的摩尔量，我们可以通过化学方程式上的摩尔系数推算其他物质的摩尔量。
三、化学反应的热量计算化学反应的热量变化（ΔH）是反应过程中能量的转移。
在计算热量变化时，我们使用反应物与产物之间的热量变化进行计算，常用的方法有以下几种：1. 热量平衡法：根据化学反应的热量守恒定律，我们可以通过已知反应物与产物的热量变化计算未知物质的热量变化。
利用反应的热量平衡方程，我们可以得出未知热量变化的值。
2. 标准反应焓法：化学反应的标准反应焓变（ΔH°）是指在标准状态下，一摩尔反应物完全转化为产物释放或吸收的热量变化。
通过标准反应焓数据，我们可以计算出反应物与产物的热量变化。
3. 反应热法：通过量热器实验测定化学反应放热或吸热的热量，从而推算出反应物与产物的热量变化。
四、化学反应速率的计算化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的摩尔量。
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动力学和热力学是研究化学反应的两个重要分支。
动力学研究反应速率和反应机理，而热力学研究反应热力学性质和平衡状态。
两者相互补充，为我们理解和控制化学反应提供了深入的认识。
一、化学反应动力学化学反应动力学研究反应速率、反应机理和反应中的分子碰撞等。
反应速率是反应物浓度变化率与时间的比值。
当浓度变化快时，反应速率很高；而当浓度变化慢时，反应速率很低。
动力学研究反应速率的变化规律，以及影响反应速率的因素。
1. 反应速率的定义反应速率可以定义为单位时间内反应物浓度变化量与摩尔数的比值。
对于一个简单的反应:A +B →C + D反应速率可以表示为:v = -1/2Δ[A]/Δt = -1/2Δ[B]/Δt = 1/2Δ[C]/Δt = 1/2Δ[D]/Δt2. 影响反应速率的因素反应速率受到温度、浓度、催化剂和表面积等因素的影响。
- 温度: 反应速率随着温度的升高而增加。
这是因为温度的升高会增加分子的动力学能量，促使反应物分子之间更频繁地碰撞。
- 浓度: 反应速率正比于反应物浓度的幂。
当浓度增加时，反应物分子之间的碰撞概率增加，从而加快反应速率。
- 催化剂: 催化剂可以提高反应速率，但在反应过程中不消耗。
催化剂通过提供新的反应路径，降低反应的活化能，从而加速反应。
- 表面积: 如果反应物处于固体状态，表面积的增加会促进反应。
这是因为反应物分子需要先吸附到固体表面才能发生反应，增大表面积会提供更多的吸附位点，从而加速反应。
二、化学反应热力学化学反应热力学研究反应的热力学性质和平衡状态。
热力学关注反应的焓、熵以及自由能变化等方面。
化学反应必须遵守热力学第一、第二定律，从而满足热力学的平衡条件。
1. 焓变焓变表示在化学反应中热量的变化。
反应的焓变可以是吸热（ΔH>0）或放热（ΔH<0）。
吸热反应吸收热量，放热反应释放热量。
2. 熵变熵变表示在化学反应中系统熵的变化。
熵是系统无序程度的度量。
化学中的化学反应速率(化学知识点)
化学中的化学反应速率（化学知识点）化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的速率。
反应速率的快慢对于化学反应的研究和应用具有重要的意义。
本文将介绍化学反应速率的定义、影响因素以及如何测定反应速率。
一、化学反应速率的定义化学反应速率是指在一定条件下，反应物消失或产物生成的速率。
一般情况下，反应速率可以通过反应物消失的速率来描述，以此来衡量反应进行的快慢。
化学反应速率可以用如下公式来表示：速率= ΔC/Δt其中，ΔC表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
速率的单位可以是摩尔/升·秒（mol/L·s）、分子/升·秒（molecules/L·s）等。
二、影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响，主要包括以下几个方面。
1.反应物浓度：当反应物浓度增加时，反应物之间的碰撞频率增加，从而增加了反应的可能性，使得反应速率加快。
2.温度：提高温度会增加反应物的动能，使反应物之间的碰撞更加频繁且具有更高的能量。
因此，温度升高会加快反应速率。
3.催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，使反应物更容易发生反应。
催化剂的存在可以提高反应速率，而不参与反应本身。
4.表面积：反应物的表面积越大，反应物颗粒之间的碰撞频率就越高，反应速率也会增加。
5.反应物的物理状态：气相反应相较于固相反应和液相反应具有更高的反应速率，因为气态分子之间的自由运动能带来更频繁的碰撞。
三、测定反应速率的方法测定反应速率是研究反应动力学的重要手段，常用的方法有以下几种。
1.逐点法：在反应过程中，定时取样，通过测定不同时间点上反应物消失或产物生成的量来计算反应速率。
2.连续监测法：利用分光光度计、电导计等仪器对反应过程进行实时监测，获得反应物浓度的变化曲线，从而计算反应速率。
3.消失溶液平行测定法：将相同溶液分装到多个容器中，分别对不同容器中的反应液进行逐点法测定并计算平均速率，以提高测定结果的准确性。
化学反应中的反应能
化学反应中的反应能化学反应是物质发生变化的过程，是由于原子、离子或分子之间的相互作用而引起的。
在化学反应中，参与反应的物质要经历能量的吸收或释放。
这种能量变化称为反应能。
本文将探讨化学反应中的反应能及其在化学中的重要性。
一、反应能的定义与测量反应能是指在一定条件下，化学反应中化学键的断裂和形成过程中所涉及的能量变化。
在反应过程中，一些化学键断裂，同时新的化学键形成。
这涉及到键的吸能和放能。
反应能的计算可以通过实验测定得到，一般使用热量计来测量反应过程中所吸收或释放的热量。
二、反应能的分类1. 吸热反应：吸热反应是指在反应过程中吸收热量的反应。
在这种反应中，反应物的内能增加，产物的内能比反应物的内能高，因此反应热量为正值。
2. 放热反应：放热反应是指在反应过程中放出热量的反应。
在这种反应中，反应物的内能减少，产物的内能比反应物的内能低，因此反应热量为负值。
3. 吸热反应和放热反应的平衡：如果吸热反应和放热反应同时发生，并且两者的热量大小相等，则称为吸热反应和放热反应达到了平衡态，此时反应热量为零。
三、反应能的意义反应能在化学研究和应用中具有重要的意义。
1. 反应速率：反应能的大小与反应速率密切相关。
一般来说，反应能越大，反应速率越快。
因此，了解反应能可以帮助我们预测和控制化学反应的速率。
2. 反应方向：反应能的大小决定了反应的方向。
在一个闭合系统中，反应将沿着能量最低的路径进行。
如果反应能为正，即吸热反应，那么反应将朝着吸热的方向进行。
如果反应能为负，即放热反应，那么反应将朝着放热的方向进行。
3. 热平衡：反应能对热平衡有着重要影响。
反应能的变化可以帮助我们理解和控制热平衡的过程，例如在化学工业中优化反应条件和控制能量的流失等。
四、反应能的应用反应能在化学工业和生活中有着广泛的应用。
1. 合成反应：反应能的变化可以帮助我们选择适当的反应条件，以提高化学反应的效率。
例如，在合成氨的工业过程中，了解反应能可以帮助我们确定最佳的温度和压力条件。
反应速率化学反应的速度
反应速率化学反应的速度反应速率是描述化学反应进行的快慢程度的重要指标，它表示单位时间内物质浓度的变化。
本文将介绍反应速率的概念、影响反应速率的因素以及调控反应速率的方法。
一、反应速率的概念反应速率是指在化学反应中，反应物消耗或生成的速度。
反应速率可以用反应物的浓度变化来表示，通常以浓度随时间的变化速率表示。
化学反应速率的计量单位常用摩尔/升·秒（mol/L·s）或摩尔/升·分钟（mol/L·min）等。
快速反应的速率常较大，而慢速反应则速率相对较小。
二、影响反应速率的因素1. 反应物浓度：反应物浓度的增加可以提高反应速率。
反应物浓度越高，反应物分子间的碰撞频率越高，从而促进反应的发生。
2. 温度：温度升高能够加快反应物分子的平均动能，增加分子间的碰撞力度和频率，因此提高了反应速率。
3. 压力（对气体反应）：压力的增加会使气体分子的运动更加频繁，从而增加碰撞频率，促进反应的进行。
4. 催化剂：催化剂可以降低反应活化能，提供反应所需的活化能，从而加速反应速率。
催化剂在反应过程中参与反应，但在反应结束时会得到再生，因此可反复使用。
三、调控反应速率的方法1. 温度控制：根据化学反应的需要，调节反应体系的温度。
增加温度可以提高反应速率，降低温度则可以减缓反应速率。
2. 压力控制：对于气体反应，可以通过改变反应体系的压力来调节反应速率。
增加压力会增加分子间的碰撞频率，从而促进反应。
3. 反应物浓度控制：通过调节反应物的浓度，来控制反应速率。
增加浓度可以提高反应速率，减少浓度则反应变缓慢。
4. 使用催化剂：若反应中存在催化剂，则使用适量的催化剂可显著加速反应速率。
总结：反应速率是衡量化学反应快慢的重要指标，它可以通过多种方式进行调控。
我们可以通过控制温度、压力和反应物浓度来改变反应速率，同时使用催化剂也能有效加速反应。
了解反应速率的影响因素和调控方法对于理解化学反应过程以及应用该知识于工业生产中具有重要意义。
化学反应中的能量变化
化学反应中的能量变化化学反应是物质转化过程中发生的重要现象，众多化学反应都会涉及能量变化。
能量在化学反应中的变化对反应速率、反应热、反应平衡等方面都有重要的影响。
本文将探讨化学反应中的能量变化，以及其对反应过程的影响。
一、化学反应的能量变化类型在化学反应中，能量可以以不同的形式进行转化。
常见的能量变化类型有以下几种：1. 焓变（ΔH）：焓变是指在常压条件下，反应中吸热或放热的过程。
当反应吸热时，焓变为正值，表示系统吸收了热量；当反应放热时，焓变为负值，表示系统释放了热量。
2. 动能变化：有些化学反应中，反应物和生成物的分子速度发生改变，导致动能的变化。
例如，爆炸反应中，反应物的分子速度突然增加，从而导致动能的增加。
3. 电能变化：在某些化学反应中，电子转移也可以导致能量的变化。
例如，电池中的反应就涉及电子的转移，从而产生电能。
二、能量变化对化学反应的影响能量变化对化学反应具有重要的影响，主要体现在以下几个方面：1. 反应速率：化学反应的速率与反应物之间的能量差有关，能量变化越大，反应速率通常越快。
这是因为能量变化可以改变反应物粒子的动能，使它们更容易克服活化能，从而提高反应速率。
2. 反应热：焓变（ΔH）反映了反应过程中的放热或吸热现象。
当反应放热时，系统释放了热量，反应是放热反应；当反应吸热时，系统吸收了热量，反应是吸热反应。
反应热的大小决定了化学反应的热效应。
3. 反应平衡：在化学反应达到平衡时，反应物与生成物的浓度不再变化。
能量变化可以影响反应平衡的位置。
根据Le Chatelier原理，当系统受到外界能量变化刺激时，系统会试图抵消这种变化，从而使平衡位置发生偏移。
三、实例分析：焙烧反应焙烧反应是指将金属矿石加热至高温，使其发生热分解，转变为金属与非金属氧化物的反应。
以焙烧铁矿石（Fe2O3）为例，化学方程式如下：2Fe2O3(s) → 4Fe(s) + 3O2(g)在这个反应中，可以观察到以下能量变化现象：1. 吸热现象：焙烧反应需要提供大量的热能，因为反应需要克服Fe2O3的化学键强度，使其分解为Fe和O2。
化学反应的热力学与反应速率的计算
与反应速率的关系：反应速率与活化能的大小密切相关，活化能越高，反应速率越慢；活化能越低， 反应速率越快。
对反应速率的影响因素：温度、催化剂等可以改变活化能，从而影响反应速率。
阿累尼乌斯方程
定义：阿累尼乌斯方程描述了反应 速率与反应温度之间的关系
通过计算活化能 与反应速率常数 的关系，可以预 测反应的速率和 过程。
热力学与反应速 率的实际应用
化学工业中的热力学与反应速率计算
热力学在化学工业中的应用：热力学数据是反应设计和优化的基础，如能量平衡、反应路径分析等。
反应速率计算在化学工业中的应用：通过反应速率计算，可以预测反应过程，优化反应条件，提高产物的选择性和 收率。
温度升高，反应速率加快
活化能高的反应受温度影响更 大
温度对反应速率的影响与反应 物的性质有关
温度对反应速率的影响可以通 过Arrhenius方程进行描述
活化能与反应速率常数的关系
活化能是反应速 率的关键因素， 反应速率常数与 活化能成反比关 系。
活化能越高，反 应速率常数越小， 反应速率越慢。
活化能越低，反 应速率常数越大， 反应速率越快。
速度。
反应速率的大小 与反应物的性质、 浓度、温度、催 化剂等因素有关。
反应速率方程是描 述反应速率与反应 物浓度的关系的数 学表达式，通过求 解反应速率方程可 以获得反应速率常 数、反应级数等参
数。
反应速率方程
反应速率方程的推导过程
反应速率方程的应用场景和限制条 件
添加标题
添加标题
反应速率方程的组成和意义
应用：在计算物质的热力学性质、相变过程、化学反应等过程中，热力学第三定律都发挥着重要的 作用。
化学反应中的动力学和热力学
化学反应中的动力学和热力学化学反应是化学过程中最基本的形式之一，同时也是化学学科中最核心的概念之一。
化学反应的研究包括动力学和热力学两个方面。
动力学主要研究反应速率和反应机理等方面的问题，而热力学则主要研究反应的热效应、熵变、自由能变化等方面的问题。
本文将对这两个方面进行探讨。
一、动力学1. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物形成的量。
在理论上，反应的速率遵循“速率定律”，即反应速率与反应物浓度之间存在一定的函数关系。
其中最为经典的就是麦氏方程，它描述了由单一分子反应引起的反应速率与浓度之间的关系，形式为：r=k[A]^n其中，r为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物浓度，n为反应物的“反应级数”。
2. 反应机理反应机理是指反应中各种中间产物形成和消失的过程以及反应物分子之间相互作用的具体描述。
反应机理的研究对于理解反应动力学过程和控制反应速率等方面的问题都有着重要的意义。
3. 阻止因素反应速率往往受到许多因素的影响，例如反应物浓度、反应温度、催化剂作用等。
对于某些反应，光照、电场、磁场等外界条件也可能会对反应速率产生影响。
研究这些因素对反应速率的影响，可以为反应的工业应用提供理论依据。
二、热力学1. 热效应化学反应往往伴随着热效应的变化，热效应指的是化学反应中热能的变化，其符号反映了反应是放热反应还是吸热反应。
热效应的测定可以通过热量计进行，热量计通常包括恒压热量计和恒容热量计两种类型。
2. 熵变热力学中的熵是指一个体系的混乱程度，熵增表示体系的混乱程度增加，熵减则表示体系的混乱程度减小。
化学反应往往伴随着熵的变化，其熵变量ΔS可以通过实验测定得到。
熵变的研究对于化学反应平衡的研究有着重要的意义。
3. 自由能变化自由能表示了体系中可用于进行热力学功的能量量，其变化量ΔG可以通过实验测定得到。
若ΔG<0，则反应可以发生；若ΔG>0，则反应不会发生；若ΔG=0，则反应处于平衡状态。
一级反应的速率方程
一级反应的速率方程摘要：一、一级反应的速率方程简介1.一级反应的概念2.一级反应速率方程的表达式二、影响一级反应速率的因素1.反应物浓度2.温度3.催化剂三、一级反应的应用1.化学反应2.生物反应3.环境污染治理四、一级反应在实际工程中的计算方法1.反应时间计算2.反应速率计算3.反应热量计算正文：一级反应的速率方程是化学反应研究中最基本的方程之一。
它描述了一级反应中反应物消耗速率与反应时间的关系。
在一级反应中，反应物的消耗速率与反应物的初始浓度成正比，而与反应物的浓度无关。
一级反应的速率方程可以表示为：- d[C]/dt = k[C]其中，[C]表示反应物的浓度，t表示反应时间，k表示反应速率常数。
影响一级反应速率的因素主要有反应物浓度、温度和催化剂。
反应物浓度的增加会使反应速率增加，但当达到一定程度后，反应速率不再明显增加。
温度对一级反应速率有很大影响，一般来说，温度升高会使反应速率增大。
催化剂可以改变反应途径，降低反应活化能，从而提高反应速率。
一级反应在实际工程中有广泛应用，如化学反应、生物反应和环境污染治理等。
在实际应用中，我们需要根据一级反应的速率方程来计算反应时间、反应速率及反应热量等参数。
反应时间的计算公式为：t = ln(C0/Ct) / k反应速率的计算公式为：v = k * (C0 - Ct) / t反应热量的计算需要结合热力学原理，根据反应物和生成物的摩尔热量差来计算。
了解一级反应的速率方程及其应用，对于研究和解决实际工程中的化学反应、生物反应和环境污染问题具有重要意义。
化学反应中的温度与热量变化
化学反应中的温度与热量变化化学反应是物质之间发生变化的过程，它不仅与物质的性质有关，还与反应条件有密切的联系。
其中，温度是影响化学反应速率和热量变化的重要因素之一。
本文将重点探讨化学反应中温度与热量变化之间的关系。
1. 化学反应与温度在化学反应中，反应物通过碰撞、分子间力的作用等方式发生化学变化，形成新的产物。
温度对于反应物的能量分布和分子运动具有重要影响。
根据物理学的基本原理，温度越高，分子运动越剧烈，发生碰撞的机会也就越大，从而促进反应速率的增加。
当温度升高时，理论上反应速率会呈指数增加。
这主要是由于高温下分子碰撞频率加快，有更高的能量来克服反应物的潜能垒。
因此，温度的升高可以提供更多的活化能，从而促进反应的进行。
同时，温度还与反应平衡有密切关系。
根据热力学第二定律，温度的升高会使反应方向发生变化，导致反应平衡位置的改变。
在一些可逆反应中，温度的变化可以影响平衡常数的数值，从而使反应向正向或逆向进行。
这为对于一些工业反应的控制提供了重要的依据。
2. 温度对热量变化的影响在化学反应中，热量变化是衡量反应释放或吸收热量的重要指标。
热量变化的大小与温度变化密切相关。
根据热力学的基本原理，物质的热量变化可以用反应焓变（ΔH）表示。
在放出热量的反应中，ΔH为负值，表示反应物中的化学键断裂，释放热能。
这种反应称为放热反应。
例如，燃烧反应就是一种放热反应，它会释放大量的热量。
温度升高可以使放热反应的热量变化更为显著，因为更高的温度会提高反应物分子的能量，在化学键断裂过程中，释放更多的热量。
相反，在吸热反应中，ΔH为正值，表示反应物中的化学键形成，吸收热能。
例如，溶解一些物质在水中会吸收热量，这是一种吸热反应。
温度上升会增加吸热反应的热量变化，因为高温下反应物分子的能量更高，可以克服更多的呈键能力，使反应进行。
3. 温度与热化学反应的定量关系根据热力学的定量关系，温度与热量变化之间存在一定的数学关系。
根据能量守恒定律，反应前后体系的能量没有改变，即：反应物的热量+ ΔH = 产物的热量这个表达式被称为热化学方程式。
温度与热量控制对化学反应速率与选择性的影响解析
温度与热量控制对化学反应速率与选择性的影响解析化学反应是物质转化过程中的重要环节，而温度与热量的控制则对化学反应的速率与选择性产生着重要影响。
本文将从理论与实践的角度，探讨温度与热量对化学反应的影响机制，并分析其在不同反应中的应用。
首先，我们来了解温度对化学反应速率的影响。
根据化学动力学理论，反应速率与温度呈指数关系，即随着温度的升高，反应速率呈指数增加。
这是由于温度升高会增加反应物的分子动能，使分子碰撞频率增加，从而促进反应的进行。
例如，酶催化反应中，适当提高温度可以加快酶的活性，从而加速反应的进行。
然而，过高的温度也会产生副作用。
当温度超过一定范围时，反应速率会受到热解、分解等非选择性反应的影响，导致产物的选择性下降。
这是因为高温下，反应物分子的能量足够大，使得反应物分子发生不可逆的碰撞，从而产生非选择性的副反应。
因此，在实际应用中，我们需要根据反应的特性和需求，选择适当的温度范围来控制反应速率与选择性。
除了温度，热量的控制也对化学反应产生重要影响。
热量是指反应过程中释放或吸收的能量，可以通过控制反应器的加热或冷却来调节。
在某些反应中，热量的释放是反应进行的重要驱动力，如放热反应。
通过控制反应器的温度和传热方式，可以调节反应热量的释放速率，从而控制反应速率。
例如，在聚合反应中，通过控制反应器的温度和搅拌速度，可以控制聚合反应的速率，从而得到不同分子量的聚合物。
另一方面，热量的控制也可以影响反应的选择性。
在一些多步反应中，通过控制反应温度和反应物的加入顺序，可以实现不同的反应路径，从而得到不同的产物。
这是因为不同反应路径的活化能不同，通过调节反应温度来选择性地激活特定反应路径，从而控制产物的选择性。
例如，通过控制温度和反应物的加入顺序，可以实现酮与醛之间的互变反应，从而合成特定结构的有机化合物。
总结起来，温度与热量的控制对化学反应速率与选择性具有重要影响。
通过适当调节温度，可以加速反应速率，提高反应效率。
化学反应的热力学控制
化学反应的热力学控制化学反应是物质发生变化的过程，而反应速率和反应热量是反应过程中两个重要的热力学参数。
热力学控制可以通过调节反应条件和选择合适的催化剂来实现。
本文将从热力学的角度探讨如何控制化学反应。
一、反应速率的控制反应速率是反应物转化为产物的速度，可以通过热力学控制来影响和调节。
1. 温度的调节温度是影响反应速率的重要因素之一。
根据无序原理，高温下分子运动剧烈，分子间碰撞频率增加，反应速率也随之增加。
因此，提高反应温度可以加快反应速率。
然而，过高的温度也可能导致其他副反应的发生，因此需要根据具体反应的要求选择合适的温度范围。
2. 浓度的调节反应物浓度对反应速率有直接影响。
反应物浓度增加，反应物分子之间的碰撞频率增加，反应速率也会增加。
因此，增加反应物的浓度可以加快反应速率。
此外，反应物浓度的控制还可以用于调节反应的平衡位置，从而实现热力学控制。
3. 催化剂的选择催化剂是一种能够加速反应速率但不参与反应的物质。
通过提供新的反应路径或降低反应能垒，催化剂能够显著提高反应速率。
选择合适的催化剂可以实现对反应速率的控制和提高。
二、反应热量的控制反应热量是化学反应过程中放出或吸收的能量，也是热力学控制的重要方面。
1. 熵的变化熵是系统无序程度的度量，反映了系统分子的排列方式和分布的多样性。
根据熵变原理，当反应熵增大时，反应过程变得更加自发和可逆。
因此，通过设计反应条件和选择合适的反应物，可以实现反应热量的控制。
2. 反应焓变的调节焓是系统的热力学函数之一，反映了系统吸热或放热的情况。
通过调节反应物的组成和反应条件，可以控制反应焓变。
例如，在酸碱中和反应中，可以选择不同的反应物浓度和温度，从而实现对反应焓变的控制。
3. 反应的热平衡化学反应在达到热平衡时，反应前后的吸热和放热相互抵消，系统温度不再变化。
通过控制反应条件和反应物的选择，可以实现化学反应的热平衡，达到热力学上的控制。
总结：化学反应的热力学控制对于实现特定的反应要求和优化反应条件至关重要。
化学反应的放热反应
化学反应的放热反应化学反应是物质之间发生的变化，伴随着能量的转化。
其中，放热反应是指在反应过程中释放出热量的反应。
本文将探讨放热反应的基本概念、特点以及相关实例。
一、放热反应的定义放热反应是指在反应过程中，系统向周围环境释放出热量的反应。
根据热量的转移方向可将放热反应分为两种类型：外放热反应和内放热反应。
外放热反应是指反应过程中，系统从外界吸收热量，而释放更多的热量至周围环境，使环境温度升高。
这种反应通常是放热的，如常见的燃烧反应。
内放热反应是指反应过程中，系统释放出热量，使系统的温度升高，而周围环境的温度则会下降。
这种反应通常是吸热的，如溶解盐类所产生的放热反应。
二、放热反应的特点1. 热量的释放：放热反应在反应过程中释放热量，使得周围环境温度升高或系统温度上升。
2. 热量转移方向：放热反应的热量转移是从系统向周围环境或系统内部进行的，使得热量从高温处向低温处流动。
3. 能量转化：放热反应使化学能转化为热能，推动了反应的进行。
4. 反应速率：放热反应通常速率较快，因为反应过程中释放的热量提供了能量，促进了反应物的分子碰撞。
三、放热反应的实例1. 燃烧反应：燃烧过程是放热反应的典型例子。
例如，燃烧木材时，木材中的有机物与氧气反应，产生二氧化碳和水，并释放出大量热量。
2. 酸碱中和反应：酸碱中和反应也是放热反应的常见例子。
例如，强酸和强碱发生反应时，会释放出大量的热量。
3. 溶解反应：某些物质在溶解过程中也会产生放热反应。
例如，将固态氢氯酸溶解于水中，会产生大量的热量。
放热反应在日常生活和工业生产中起着重要作用。
我们利用放热反应来取暖、烹饪食物，也用它来产生动力、发电等。
总结：放热反应是化学反应中一类重要的反应类型，它在反应过程中释放出热量。
放热反应的特点包括热量的释放、热量转移方向、能量转化以及反应速率等。
燃烧反应、酸碱中和反应和溶解反应是放热反应的典型实例。
放热反应在日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
化学反应速率、热量复习题1、在密闭容器中，X(g)与Y(g)发生化学反应生成Z(g)。
它们的反应速率分别是ν(X)=1mol·L-1·s-1，ν(Y)=3 mol·L-1·s-1，ν(Z)-=2 mol·L-1·s-1。
则该反应的化学方程式是（）A.X(g)+3Y(g)2Z(g)B.2X(g)+3Y(g)2Z(g)C.3X(g)+Y(g)2Z(g)D.X(g)+Y(g)Z(g)2、一定条件下，向2L恒容密闭容器中充入1molCOCl 2(g)发生反应：COCl2(g)下列说法不正确的是( )A.使用催化剂能够改变反应速率B.达到6s时，反应停止，不再进行C.在8s时，反应容器中各物质的浓度不再发生变化D.生成Cl2的平均反应速率，0~2s内平均速率比2~4s大3．在一定条件下，将3 mol A 和1 mol B 两种气体混合于固定容积为2 L 的密闭容器中，发生如下反应：3A(g)＋B(g) xC(g)＋2D(g)。
2 min 末该反应达到平衡，测得生成0.8 mol D，0.4 molC。
下列判断正确的是( )A.x＝2B.2 min 时，A 的浓度为0.9mol·L-1C.2 min 内A 的反应速率为0.6 mol·L-1·min-1D.B 的转化率为60%4．在一个固定容积的密闭容器中，可逆反应m A(g)＋n B(g) p C(g)＋q D(g)，当m、n、p、q 为任意整数时，下列说法一定能说明反应已达到平衡的是( )①体系的压强不再改变②体系的密度不再改变③各组分的浓度不再改变④各组分的质量分数不再改变⑤反应速率v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q ⑥单位时间内m mol A 发生断键反应，同时p mol C 也发生断键反应A.③④⑤⑥B.③④⑥C.①③④D. ②③⑥5．根据右图提供的信息，下列所得结论正确的是（）A．该反应过程中，形成新化学键释放的总能量小于断裂旧化学键吸收的总能量B．因为生成物的总能量低于反应物的总能量，所以该反应一定不需要加热即可进行C．该图像可以表示碳酸钙受热分解的能量变化D．该图像可以表示锌与稀硫酸反应的能量变化6.对于可逆反应A(g)＋3B(s) 2C(g)＋2D(g)，在不同条件下的化学反应速率表示如下，其中表示的反应速率最快的是( )A．v(A)＝0.5 mol·L-1·min-1B．v(B)＝1.2 mol·L-1·s-1C．v(C)＝0.1 mol·L-1·s-1D．v(D)＝0.4 mol·L-1·min-17．下列关于化学反应限度的叙述中，错误的是（）A．不同的化学反应，限度可能不同B．可以通过改变温度来改变可逆反应的限度C．可以通过延长反应时间来改变可逆反应的限度D．催化剂不能改变化学反应的限度8.下列叙述能说明反应2A＋B 2C ( A、B、C 均为气体）达到平衡状态的有（）①A、B、C 的百分含量相等；②单位时间内，消耗amolB，同时生成2amo1C；③单位时间内，消耗amolA，同时生成0.5amolB；④外界条件不变时，气体总质量不再变化；⑤外界条件不变时，气体总物质的量不再变化；⑥A、B、C 的物质的量之比为2 : 1 : 2A．除④外 B．除②⑥外C．②④⑤ D．③⑤910．在一定温度下，容器内某一反应中M、N的物质的量随反应时间变化的曲线如图，下列表述正确的是()A．反应的化学方程式：2M⇌NB．t2时，正、逆反应速率相等，达到平衡C．t3时，正反应速率大于逆反应速率D．t1时，N的浓度是M浓度的2倍11．工业上制备纯硅反应的热化学方程式为SiCl4(g)＋2H2(g)⇌Si(s)＋4HCl(g)△H＝＋Q kJ·mol－1(Q＞0)。
某温度、压强下，将一定量的反应物通入密闭容器中进行以上反应(此条件下为可逆反应)，下列叙述正确的是()A．反应过程中，若增大压强能加快反应速率B．若反应开始时SiCl4为1 mol，则达到平衡时，吸收热量为Q kJC．反应至4 min时，HCl浓度为0.12 mol·L－1，则H2的反应速率为0.03 mol·L－1·min－1 D．当反应吸收热量0.025 Q kJ时，生成的HCl通入200 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液中恰好反应12．已知汽车尾气无害化处理反应为2NO(g)＋2CO(g)N 2(g)＋2CO2(g)。
下列说法不正确的是()A．升高温度可使该反应的逆反应速率减小B．使用高效催化剂可有效增大正反应速率C．反应达到平衡后，NO的反应速率保持恒定D．单位时间内消耗CO和CO2的物质的量相等时，反应达到平衡13．在密闭容器中进行反应：X2(g)＋Y2(g)2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.2 mol·L－1，在一定条件下，当反应达到平衡时，各物质的浓度有可能是()A．Z为0.3 mol·L－1B．Y2为0.4 mol·L－1C．X2为0.2 mol·L－1D．Z为0.4 mol·L－114.关于热化学方程式：2H2（g）+O2（g）⇌2H2O（1），∆H=﹣571.6kJ•mol﹣1，下列叙述正确的是（）A. 2mol气态H2与1mol气态氧气完全燃烧生成2mol液态水时放出571.6 kJ的热量B. 1mol气态H2与0.5mol气态氧气完全燃烧生成1mol液态水时吸收285.8kJ的热量C. 2个氢分子完全燃烧生成液态水时放出571.6 kJ的热量D. 上述热化学方程式可表示为H2（g）+O2（g）=H2O（1），∆H=﹣285.8 kJ•mol﹣115. 已知反应X+Y⇌M+N为放热反应，对该反应的说法正确是（）A. X的能量一定高于MB. Y的能量一定高于NC. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量D. 因为该反应为放热反应，故不必加热16．(10 分)某温度时，在一个10L 的恒容容器中，X、Y、Z 均为气体，三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。
根据图中数据填空：(1) 反应开始至2min，以气体X 表示的平均反应速率为________________；(2) 该反应的化学方程式为_______________________________；(3) 起始时容器内混合气体密度比平衡时______(填“大”， “小”或“相等”下同)，混合气体的平均相对分子质量比平衡时___________；(4) 将 a mol X 与 b mol Y 的混合气体发生上述反应，反应到某时刻各物质的量恰好满足：n(X)=n(Y)= n(Z)，则原混合气体中 a ： b=___________。
17．（11 分）某课外兴趣小组对 H 2O 2 的分解速率做了如下实验探究。
（1）下表是该小组研究影响过氧化氢（H 2O 2）分解速率的因素时采集的一组数据。
表中数据为在不同条件下用 10mL HO 制取 150mLO 所需的时间（秒）。
① 上述实验结果体现了、、等因素对过氧化氢分解速率的影响；② 从上述影响过氧化氢分解速率的因素中任选一个，说明该因素对化学反应速率的影 响。
（2）某温度时，在一个 2L 的密闭容器中，M 、N 、W 三种气体的物质的量随时间的变 化曲线如图所示。
根据图中数据。
试填写下列空白：① 该反应的化学方程式为。
② 从开始至 4min ，N 的平均反应速率为 ；4min 末 M 的转化率 为 。
（保留 3 位有效数字）18．(8分)已知以下信息：①1 mol N 2的共价键断裂吸收946 kJ 的能量；1 mol H 2的共价键断裂吸收436 kJ 的能量；形成1 mol NH 3中的化学键释放1 173 kJ 的能量。
②将一定量的N 2和H 2投入一密闭容器中，在一定条件下进行反应，测得有关数据如下：根据以上相关数据回答问题：(1)用H 2表示该反应2 s 内的平均反应速率为______________。
(2)______(填“能”或“不能”)确认该反应2 s 末已达化学平衡状态。
(3)写出该反应的化学方程式：____________________________________。
(4)氮气和氢气生成氨气的过程______(填“释放”或“吸收”)能量。
化学反应速率、热量复习题答案1-5ABBBD 6-10CCDDD 11-15 AAAAC16、(10 分)（每空2 分）(1) 0.015mol/(L•min)(2) 3X+Y2Z(3) 相等；小(4) 5 ：317．(1)①浓度；温度；催化剂；②其他条件不变时，温度升高，化学反应速率加快；反应物浓度增大，化学反应速率加快；使用合适的催化剂，化学反应速率加快；(2) ①M+N 2W；②0.05mol/(L·min)；33.3% 。
18．(1)0.6 mol·L－1·s－1(2)不能(3)N2＋3H2 ⇌2NH3(4)释放解析对于合成氨的反应，破坏化学键吸收的总能量为946 kJ＋436 kJ×3＝2 254 kJ，形成化学键释放的总能量为1 173 kJ×2＝2 346 kJ，由于释放的总能量大于吸收的总能量，所以该反应为释放能量的反应。