高中化学竞赛讲义_热分解反应规律
高中化学竞赛：反应方程式
当x=1时，M为Zn，不符合价态规律 当x=2时，M为Xe，符合要求要求要
↓ (NF4)2XeF8 → 2NF3 + 5F2 + Xe
2024/5/17
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借助数据写方程
【练】KMnO4在不同温度下分解得到的产物有所不同。给出下列三种 情况下高锰酸钾分解的方程式。 1. 固态KMnO4在200℃加热，失重10.1%。 2. 固态KMnO4在240℃加热，失重15.2%。 3. 固态KMnO4在240℃~300℃加热，失重12.2%。
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【答案】 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 4KMnO4 → 2K2MnO3 + 2MnO2 + 3O2↑ 5KMnO4 → K3MnO4 + K2MnO4 + 3MnO2 + 3O2↑
2024/5/17
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问题的简单处理
【例】化合物A合成于1929年，至1969年才被用作牙膏的添加剂和补牙 填充剂成分。A是离子晶体，由NaF与NaPO3在熔融状态下反应得到。 试写出A生成的反应方程式。
2xNaBH4 + xNiCl2 + 9H2O → NixB + 3H3BO3 + 2xNaCl + (8x+9)/2H2↑ ↓
B守恒，得出x=2 ↓
8NaBH4 + 4NiCl2 + 18H2O → 2NixB + 6H3BO3 + 8NaCl + 25H2↑
2024/5/17
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机理与配凑
【练】强热下，Ag2SO4分解，生成的若干种气体的平均式量为54.9。 写出反应的方程式。 【答案】4Ag2SO4 → 8Ag + 3O2↑ + 2SO3↑ + 2SO2↑
高中化学竞赛第7章_化学动力学基础课件
0 BB B
已知 d dnB B
转化速率的定义为：
•
d
1 dnB
dt B dt
2022/4/16
反应速率（rate of reaction）
IUPAC推荐反应速率用单位体积内的转化速率表示，
反应的速率定义为：
r
1
d
V dt
( d 1 dnB ) dt B dt
1 dnB /V 1 d c B
动力学认为：
1 2
N2
3 2
H2
NH3(g)
需一定的T，p和催化剂
1 H 2 2 O 2 H 2O(l)
点火，加温或催化剂
2022/4/16
7.1 化学动力学的任务和目的
化学动力学发展简史
•1848年 van’t Hoff
dlnKc U
提出：
dT RT2
dlnkEa dT RT2
Kc
kf kb
例如：
r k 0
r k 反 应
r k [ A ] [ B ] 二 级 , 对 A 和 B 各 为 一 级
r k [ A ] 2 [ B ] 三 级 , 对 A 为 二 级 , 对 B 为 一 级
r k [ A ] [ B ] - 2
负 一 级 反 应
r k [ A ] [ B ] 1 /2
k 的单位随着反应级数的不同而不同。
2022/4/16
准级数反应（pseudo order reaction）
在速率方程中，若某一物质的浓度远远大于其 他反应物的浓度，或是出现在速率方程中的催化 剂浓度项，在反应过程中可以认为没有变化，可 并入速率系数项，这时反应总级数可相应下降， 下降后的级数称为准级数反应。例如：
高中化学竞赛：7 热力学稳定性和动力学稳定性
由表中数据可见：位于前方的多为强正电性的金属，它们的
氧化物具有较大的生成焓负值，最为稳定；位于后面的元素的氧 化物的生成焓负值不断减少，其稳定性减小，Cl2O、NO等氧化物 的生成焓已为正值，更不稳定。实际上，后面的几个元素已成为 负电性较大的非金属了。
Al、Si常被用来作为还原剂将金属从其氧化物中还原出来， 这时Al、Si自身便成为氧化物。还原出金属的能力的大小，反应 了生成氧化物的倾向的实质，或换句话说，是这些氧化物的稳定 性的体现。
动力学稳定性是指在热力学上它是不稳定的，只是反应速 率很慢，慢到不能觉察，根据阿伦尼乌斯公式，慢的反应速率 意味着大的活化能：
k＝Ae－Ea／RT 因此我们可以用下面的反应坐标来表示热力学和稳定性和 动力学稳定性。
衡量体系是否是热力学稳定体 系,需从反应物和生成物之间的能 量差去考虑,若产物的能量低于反应 物的能量，则反应物在热力学上为 不稳定(图中A到C，△G2<0，然而, 由于活化能△G2’很大，反应速率很 慢, 可以预料此时A在动力学上 可能是稳定体系)。反之若产物的能量高于反应物的能量，则反应 物在热力学上是稳定的(图中A到B ，△G1>0)。
△rGmθ＝－318.3 kJ·mol－1 根据 △rGmθ＝－RTlnKθ，K＝[1/{p(O2) /Pθ}]1/2 ， 解出 p(O2) ＝2.82×10－107 Pa。 即要使此反应不能正向进行, 则应使Q>K, 即要使p(O2)如此 地低，这是难以办到的，在通常情况下，p(O2) 总是大于这个值。
热力学稳定性和反应的自发性
一 热力学稳定性和动力学稳定性
无机化学中讨论元素及化合物的性质时，其中一个中心问题 就是化学体系的稳定性。
如，某元素能否形成某种化合物，这要看该化合物能否在一 定条件下稳定存在。在研究一个合成反应是否可行时，也可把问 题归结为有关反应物体系是否稳定。因而可以说，无机化学里的 一个重要问题是试图去说明不同化学体系的稳定性。
高一化学竞赛《分子的极性》讲义
极性分子与非极性分子你知道冰为什么在4℃时密度最大吗？这就是本讲所学内容——分子间作用力和氢键的有关知识。
由于水分子间有氢键缔合这样的特殊结构。
根据近代X射线的研究，证明了冰具有四面体的晶体结构。
这个四面体是经过氢键形成的，是一个敞开式的松弛结构，因为5个水分子不能把全部四面体的体积占完，在冰中氢键把这些四面体联系起来，成为一个整体。
这种通过氢键形成的定向有序排列，空间利用率较小，约占34%，因此冰的密度较小。
液态水不像冰那样完全是有序排列了，而是有一定程度的无序排列，即水分子间的距离不像冰中那样固定，H2O分子可以由一个四面体的微晶进入另一微晶中去。
这样，分子间的空隙减少，密度就增大了。
温度升高时，水分子的四面体集团不断被破坏，分子无序排列增多，使密度增大。
但同时，水分子的热运动也增加了分子间的距离，使密度又减小。
这两个矛盾的因素在4℃时达到平衡，因此，在4℃时水的密度最大。
过了4℃后，分子的热运动使分子间的距离增大的因素，就占优势了，水的密度又开始减小。
知识延伸一、分子间作用力分子型物质无论是气态、液态或固态，都是由许多分子组成的，在分子间存在着一种较弱的作用力叫分子间作用力，也叫做范德华力。
它比分子内原子间的作用力（化学键）要小。
分子间的作用力是一个总的提法，按作用力产生的原因和特性可分为三种力：l．取向力当两个极性分子靠近时，同极相斥，异极相吸，产生相对转动，最后必然是异极相对，同极尽量远离，这叫做分子的取向。
这种由于极性分子取向而产生的力叫取向力。
2．诱导力当极性分子接近非极性分子时，极性分子的偶极电场使非极性分子发生极化从而产生正、负电荷重心不相重合，这种由于外来的影响而产生的偶极叫诱导偶极，诱导偶极与固有偶极产生的力称为诱导力。
一般说来，极性分子的极性越大，诱导力越大。
分子的变形性越大，诱导力也越大。
3．色散力非极性分子之间也存在着相互吸引力，非极性分子内部的原子核和电子都在不断地运动，不断地改变它们相对的位置。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第7讲 化学反应速率与化学平衡-典型例题与知能训练
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第7讲 化学反应速率与化学平衡【竞赛要求】反应速率基本概念。
反应级数。
用实验数据推求反应级数。
一级反应积分式及有关计算（速率常数、半衰期、碳-14法推断年代等等）。
阿累尼乌斯方程及计算（活化能的概念与计算；速率常数的计算；温度对速率常数影响的计算等）。
活化能与反应热的关系。
反应机理一般概念。
推求速率方程。
催化剂对反应影响的本质。
标准自由能与标准平衡常数。
平衡常数与温度的关系。
平衡常数与转化率。
利用平衡常数的计算。
热力学分解温度（标态与非标态）。
克拉贝龙方程及其应用（不要求微积分）。
【典型例题】例1、把6 mol A 气和5 mol B 气混合后放入4 L 密闭容器中，在一定条件下发生反应： 3 A(g) + B(g)2C(g) + x D(g)，经5 min 生成C 为2 mol ，测定D 的平均速率为0.1 mol ·L -1min -1。
求：（1）A 的平均反应速率； （2）此时A 的浓度；（3）温度不变，体积不变，容器内压强与开始时压强比值； （4）B 的转化率。
分析：不同物质表示同一反应的反应速率，其比值等于方程式中各物质的化学计量数之比。
同温、同体积时，气体的压强之比等于气体的物质的量之比。
转化率则为转化的量与起始量之比值。
解：经5 min 生成D 的物质的量：n (D) = 0.1 mol ·L -1min -1×4 L ×5min = 2 mol, 3 A(g) + B(g)2C(g) + x D(g)起始物质的量/mol 6 5 0 0 转化物质的量/mol 3 1 2 2 5 min 后物质的量/mol 3 4 2 2 （1）υ(A) = min 5·43L mol= 0.15 mol ·L -1·min -1（2）C(A) =Lmol43 = 0.75mol ·L -1 （3）容器内压强p 1与开始压强p 0之比为：01p p = mol mol )56()2243(++++ = 11（4）B 的转化率 =%10051⨯molmol= 20% 例2、N 2O 5分解反应的实验数据如下：时间/min 0 1 2 3 4 浓度/mol ·L -10.1600.1130.0800.0560.040（1）计算1 min 到3 min 的平均速率；（2）用浓度对时间作图，求2 min 时的瞬时速率。
高一化学竞赛培训讲义2(主族元素)-3卤
OF2分子中， O原子采取sp3杂化方式，有两对孤电子对， 分子呈V形结构。
F
~100。 F
OO
90。
O
OO
90。
OO
F
F
F
F
OF2
O2F2
O4F2
制备： 2F2 + 2NaOH (2%)= 2NaF + H2O + OF2↑
溶解性：OF2溶于水可得到中性溶液，溶解在NaOH溶液中
得到F-和氧气，它不是酸酐。
分子间力 小
Cl2
Br2
I2
g
ls
大
***./℃ -188 -34.5 59 183 ***/℃ -220 -101 -7.3 113 颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫
半径依次增大，分子量也增大，导致色散力也增大，所以分别以气 体—液体—固体状态存在。
显色原因：分子中π*和σ*反键轨道能差不同，吸收的可见光波长度不同。
还原能力为: I-> Br-> Cl-> F-
卤化氢的制备
(1) HF
CaF2 H2SO4（浓）CaSO 4 2HF 复分解反应
(2) HCl
Cl 2 H2 hv 2HCl 直接合成法（工业） NaCl H2SO 4 (浓) HCl NaHSO 4 复分解反应
2NaCl H2SO4 (浓) 500O C2HCl Na2SO4
海藻灰中提取碘 2NaI + 3H2SO4 + MnO2 ＝ 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O + I2
大量的碘还来源于自然界的碘酸钠 2IO3－ +5HSO3－ ＝ 5SO42－ + H2O + 3H+ + I2
高中化学化学反应的热效应知识点讲解
为放热反应,从图中可看出b放出热量更多,故ΔH2<ΔH1。
3.两个有联系的不同反应,常利用已知的知识进行比较。如:
①C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1<0
②C(s)+ 1 O2(g)
2
CO(g) ΔH2<0
反应①为C的完全燃烧,反应②为C的不完全燃烧,|ΔH1|>|ΔH2|,所以ΔH1<ΔH2。
中生成,则CH3OH是反应的催化剂,C项错误;反应②③④中有极性键的断 裂和生成,反应②④中还有非极性键(H—H)的断裂,D项正确。 答案 C
方法总结 分析循环图题时,重点在于判断各物质的类型。一般来说,通 过一个箭头进入循环的是反应物;通过一个箭头离开循环的是生成物;先 参加反应,又在后续反应中生成的是催化剂;先生成后又消耗掉的是中间 产物。
例2 (2022重庆三调,11)香草醛(
)高效加氢脱氧合成4-甲
基愈创木酚(
)是研究木质素转化成高附加值生物质柴油
的重要模型反应,其反应历程如下图所示。下列说法错误的是 ( )
A.ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4
B.在催化剂作用下可能发生反应:
+H2
+H2O
C.甲醇是反应的中间产物 D.该过程中有非极性键和极性键的断裂以及极性键的形成
3.燃烧热与中和反应反应热的比较
比较项目
燃烧热
中和反应反应热
能量变化
放热,ΔH<0
含义
在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成 在稀溶液里,酸和碱发生中和反
指定产物时所放出的热量
应生成1 mol水时所放出的热量
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
高级中学化学竞赛必背知识点.doc
2017高中化学竞赛必背知识点高中化学竞赛必背知识点篇一1.盛有生石灰的试管里加少量水：反应剧烈，发出大量热。
２.将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中:铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅。
3.将铜片插入硝酸汞溶液中：铜片表面有银白色物质附着。
２-4.向盛有石灰水的试管里，注入浓的碳酸钠溶液：有白色沉淀生成。
5.细铜丝在氯气中燃烧后加入水：有棕色的烟生成，加水后生成绿色的溶液。
6.强光照射氢气、氯气的混合气体:迅速反应发生爆炸。
7.红磷在氯气中燃烧：有白色烟雾生成。
8．氯气遇到湿的有色布条：有色布条的颜色退去。
9．加热浓盐酸与二氧化锰的混合物：有黄绿色刺激性气味气体生成。
高中化学竞赛必背知识点篇二１.硅酸的物理性质和化学性质：(１)物理性质:不溶于水的白色沉淀原硅酸(H4ＳｉO４）是白色胶状沉淀(2)化学性质:①不稳定性：H２SiO3SiO2＋H2O②与强碱反应：H2ＳiO3＋2ＮaOＨ＝= Na2SiO3＋２Ｈ2O２．硅酸的用途：用作气体的吸附剂,油脂和蜡等的脱色剂，催化剂载体，以及分析化学试剂等。
3.硅酸的制取:由可溶性硅酸盐稀溶液和酸作用制得正硅酸的不稳定水溶液,失水成偏硅酸即通称的硅酸。
放置能缩合成多分子聚合物称硅酸溶胶(ｍSｉO2nH2O）,简称硅溶胶，加热脱水可得硅胶(多孔SiO２含水４％)。
由细孔球形硅胶用盐酸浸泡４~6h后用纯水洗涤,烘干72h，用纯水洗涤,再在70~80℃二次烘干制得。
也可由硅酸钠与硫酸反应生成硅溶胶,经凝聚,一次洗涤，干燥,浓盐酸浸泡,二次洗涤，干燥而制得。
高中化学竞赛必背知识点篇三1. 在溴化钠溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有浅黄色沉淀生成。
２.在碘化钾溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有黄色沉淀生成。
3．Ｉ2遇淀粉，生成蓝色溶液。
4.细铜丝在硫蒸气中燃烧:细铜丝发红后生成黑色物质。
5.铁粉与硫粉混合后加热到红热：反应继续进行，放出大量热,生成黑色物质。
6.硫化氢气体不完全燃烧(在火焰上罩上蒸发皿)：火焰呈淡蓝色(蒸发皿底部有黄色的粉末）。
山东省高中化学奥林匹克竞赛夏令营讲义—物理化学(第六章)
第六章 化学动力学§6-1化学动力学的任务和目的一、研究化学反应时所涉及的两个基本问题 1、反应的方向和限度——化学热力学至于反应的速度,过程的机理,从热力学无法得知. 例如: (1)()()P l O H Pg O Pg H ,,21,(222−→−+1298,2.237-⋅-=∆mol KJ G m r从G ∆的数值看,反应的趋势很大,但在常温常压下让此反应发生,几乎看不到水的生成,只有温度上升到1073Ｋ时,反应才以爆炸的形式进行.但反应： (2) O H NaCl NaOH HCl 2+−→−+129891.79-⋅-=∆mol KJ G反应速度确非常之快,瞬时便可完成.热力学只解决可能性问题.而对于实际问题的解决,只靠热力学是远远不够的.例如对()1γ＜＜()2γ? 热力学则无法回答. 2、化学反应的速率——化学动力学亦就是把热力学预言的可能性变为现实.所以化学动力学亦占有相当重要的地位.实际上,在研究如何实现并控制化学反应方面,化学热力学及化学动力学是相辅相成的,不可缺少的两个基础理论学科.对一个未知的化学反应,经热力学计算认为是可能的,但具体进行时反应速率很小,工业生产无法实现,则可通过动力学研究,降低其反应阻力,加快反应速度,缩短达到或接近平衡的时间.若热力学研究是不可能的反应,则没有必要浪费人力物力去研究如何加快反应速度的问题.因为没有推动力的过程,阻力再小也是不可能的.二、 化学动力学的任务和目的 1、化学动力学的任务：研究浓度、温度、催化剂、光声介质对反应速度 (率) 的影响及探讨反应机理(亦称历程,即反应所经过的步骤). 2. 化学动力学的目的：控制化学反应的速率按人们所希望的速率进行.例如：一些化学反应,我们希望它的速率越快越好,象化工产品的生产；但也有一些化学反应,我们则希望它的速度越慢越好,象钢铁生锈、木材腐烂、食物变质、塑料老化、某些反应中的副反应等.从历史上说,化学动力学的发展较热力学为迟,没有热力学那样较完整的系统.目前化学热力学的理论能较精确的告诉人们反应的趋势和限度,而化学动力学的理论却只能粗略地告诉人们反应的速度率 ,还缺乏指导实践的较为系统的理论.这种现状促使对这一领域的研究十分活跃,特别是近使几年来,物质结构理论的发展,新技术的应用,如激光技术和电子计算机的应用,大大地推动了对动力学的研究.§6-2 反应速率的表示方法从物理学的概念来看,“速度”是未知量,有方向性,而速率 是标量,所以通常用速率表示化学反应的进展程度.反应速率：用单位时间内,反应物浓度的降低或生成物浓度的增加来表示. 例如, αR → βP时间t 1 [R]1 [P]1 时间t 2 [R]2 [P]2则平均速率为 ;t t ]R []R [r 1212R ---=-; 1212P t t ]P []P [r --=- 注：速率恒取正值. 瞬时速率： =R r []dtdC dt R d R -=-=; =P r []dtdC dt P d P ==如βα≠, 则 P R r r ≠.所以表示化学反应速率时,一定要注明表示速率的组分是什么.βα:][:][=-dtP d dt R d hH gG fF eE +−→−+对h g f e dtH d dt G d dt F d dt E d :::][:][:][:][=--例如,对反应HI I H 222−→−+ dtHI d dtI d dtH d ][21][:][22=-- 另一个定义：dtB d v r B ][1=(6-1) 其中,B ：反应式中Ｂ物质的系数,反应物取负值,生成物取正值.注：对气相反应,可以以分压代替浓度（即以Ｐ代替Ｃ）.速率的单位：浓度·时间－１13--⋅⋅s m mol 或()11113..min -----⋅⋅y d h dm mol 对气相反应,也可用Ｐa ／s§6-3 化学反应的速率方程式和反应级数一、几个基本概念1、反应机理、基本反应步骤、简单反应和复杂反应（１）反应机理（反应历程）：反应物分子变为产物所经历的真实途径.例如：丁二烯与丁烯合成已烯的反应,反应方程式可写成：①2222222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10 ② −→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10③2121212222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10 从热力学意义上说,以上三种写法都正确.但从动力学意义上讲,只有②式才代表了该合成反应的机理,①式不真正代表该合成反应的机理,③式无动力学意义.（2）基元反应（基元步骤）一个化学反应可以是一步直接完成的,也可能是经过一系列步骤完成的,反应过程中的每一步骤都反映了反应物分子之间一次直接作用的结果,把反应过程中的每一中间步骤,称为一个基元步骤（或基元反应）.定义：由反应物微粒（分子、离子、原子或自由基等）一步直接实现的变化.（自由基：具有一未配对电子的自由原子）例如：氢气和氯气的反应：HCl Cl H 222−→−+,其机理为： MCl M Cl Cl HCl Cl H H HCl H Cl M Cl M Cl +−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅+⋅−→−+222222 （M ：器壁或杂质）每一步反应都称作一个基元反应.（3） 简单反应：由一个基元反应组成的反应.例如：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+-- −→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10（4）复杂反应：由两个或两个以上的基元反应组成的反应.例如：HCl Cl H 222−→−+ 2、 反应分子数：每一基元反应中所需反应物微粒的数目.例如： H 2C －C H 2∣ ∣ → 2C 2 H 4 单分子反应H 2C －C H 2I I 22−→− 单分子反应⋅+−→−+⋅Cl HCl Cl H 2 双分子反应HI I H 222−→−⋅+ 三分子反应至于四及四分子以上的反应,至今还没有发现.从理论上分析,四分子反应几乎也是不可能的.二、速率方程式（或公式）、速率常数和反应极数 1、速率方程式和速率常数（1）速率方程式：反应速率和浓度间的函数关系式；也可以说成表 示反应速率与物质浓度之间关系的方程式.可表示为：()c f r =例如：乙酸乙酯的皂化反应：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+--实验确定：-=O H C kC r 乙酸乙酯.上式称为该反应的速率方程式,也称为动力学方程.注：速率方程式只能通过实验确定,不能由化学计量方程式预言.（2）速率常数（k ）：浓度为１时的反应速率,又称比速率. 关于速率常数的几点说明：① 其值大小与反应物浓度的大小无关,而取决于温度、反应物的本性和 溶剂的影响等.②k 是一个有单位的量,与浓度和时间的单位有关.如：bB a AC kC r = , b B a A C C r k ==()()111---+-⋅=⋅时间浓度浓度时间浓度ba ba其值与浓度和时间的单位有关. ③ k 的数值与反应速率的表达形式有关.如：反应gG hH bB aA +−→−+的速度公式为： dtdC A -=bB a A AC C k dt dC B -=b B a A B C C k两式相比得：b a dtdC dtdC k k B A B A :==∴1::::b a k k k B A =2、反应级数例如： ++−→−++gG hH bB aA 若实验测定： βαB A C kC r =式中A C 的指数α称为该反应对Ａ的级数为α；B C 的指数β称为该反应对Ｂ的级数为β.令 ++=βαn ,则n 称作该反应的总级数. 反应级数：速度方程式中个物质浓度项的指数之和. 例如： ⋅−→−I I 222I kC r = 一级反应HI I H 222−→−+ 22I H C kC r = 二级反应 2222NO O NO −→−+ 22O NO C kC r= 三级反应三级以上的反应至今还没有发现.反应级数的值可以是零,简单正、负整数和分数.例如,乙醛的分解反应：CH 3CHO →CH 4+CO33CHO CH kC r = 为1.5级反应.NH 3在钨丝上的分解反应：2NH 3 → N 2 +3H 2k P k r N H ='=03,为0级反应.NH 3在铁催化剂上的分解反应：2NH 3 → N 2 +3H 2 2323HNH P P kr =,为－0.5级反应.几点说明： 1、反应级数是由实验结果而确定的,决不能从计量方程式而简单推得；2.当反应级数是简单的正整数时,称之为简单反应级数；3.并不是所有的反应都具有确切的级数.如反应：HBr Br H 222−→−+ 实验确定：222'211Br HBr BrH C C k C kC r +=可见,级数的概念对此反应不能适用. 三、 简单反应（或基元反应）的质量作用定律从经验中总结出的一条规律,其内容为：简单反应（或基元反应）的反 应速率,与反应物的浓度以反应式中的计量系数为指数的幂的乘积成正比.例如若C A −→−2为简单反应,则2A kC r =若hH gG bB aA +−→−+为简单反应,则bB a AC kC r =几点说明：①对复杂反应,质量作用定律不能直接应用.例如反应 H 2+Br 2→2HBr 22Br H C kC r ≠ 该反应由五个基元反应组成：()()()()()22254321'21222221543221Br HBr Br H HBrk kk kkC C k C kC dt dC Br Br Br Br H HBr H Br HBr Br H H HBr H Br Br Br +=−→−⋅+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅−→−质量作用定律对复杂反应的每一步基元反应可直接使用:()()()()()25544332211222⋅⋅⋅⋅=====Br H HBr H Br H Br Br Ck r C C k r C C k r C C k r C k r②当发现某反应的速率公式按质量作用定律导出与实验测出者一致时,该反应可能是而并非必然是简单反应.例如：H 2+I 2→2HI速率公式为：22I H HIC kC dtdC = 但其并不是简单反应（该反应曾长期被认为是简单反应, 但一步完成,对称禁阻）. 其反应机理为： (1) I 22I （快）(2) H 2+2I →2HI （慢）③性质相近者的反应机理并非相同（即速率公式并非相同）.例如：HCl Cl H 222−→−+ 2221H Cl H Cl C kC dt dC = HBr Br H 222−→−+ ()222'1Br H Br Br H H Br C C k C kC dt dC +=HI I H 222−→−+ 22I H H I C kC dt dC =四、反应级数与反应分子数的区别反应分子数——微观概念 反应级数——宏观概念 概念所属范围 定义 不同反应中的允许值对指定反应是否有固定值 是否肯 定存在 反应 级数 宏 简单 观 反应 化学 复杂 反应 反应 速率方程式中浓度的方次 ０、 简单正 负整数和分数依条件的 不同而变速率方程式无βαB A C kC r =形式的级数无意义反应分子数 微 基元 观 反应 化学 简单 反应 反应参加反应的反应物微粒数目只能是 一、二、三为固定值肯定存在在某些情况下,二者可能一致.例如：2I ⋅I 2 单分子反应,一级反应2222O NO NO +−→− 双分子反应,二级反应在许多情况下,二者不一致.例如：()()g O O N g O N 2425222+−→−复杂反应,一级反应 （有中间产物2NO 生成）简单反应或基元反应常常二者一致,但并非完全一致. 例如蔗糖的水解（简单反应）：612661262112212O H C O H C O H O H C H+−→−++该反应为双分子反应,一级反应（准一级反应）蔗糖kC r = （水的量大,可认为其浓度不变）§6-4 简单级数反应的速率方程的积分形式反应物或产物浓度Ｃ与反应时间t 之间的函数关系式：()t f C = 一、零级反应反应速率与物质的浓度无关的反应称为零级反应.速率公式为： 0k dtdC r =-= C ：反应物浓度移项积分：⎰⎰-=dt k dC 0B t k c +-=0当0=t时,0c c =,代入上式得：0c B =,则：t k c c 00=-或：t k x0= (6-2)令0c x y =,则：y:时间为t 时,反应物反应掉的分数.t k y c 00= (6-3)当21=y 时,21t t=21t 称为反应的半衰期,为反应物消耗一半所需的反应时间.代入上式得：00212k c t =或 0212k at = (6-4)零级反应的特点：(1) 以c 对t 作图,可得一直线,斜率为0k - . 0k 的单位：速率的单位. （2）零级反应的半衰期与其反应物初始浓度的一次方成正比. 二．一级反应凡是反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一级反应. 例如镭的放射性蜕变反应：()422228622688He Rn Ra+−→−氡五氧化二氮的分解反应：2425221O O N O N +−→−碘的热分解反应： ⋅−→−I I 22速率方程式为： C k dt dC 1=-移项积分得：⎰⎰-=dt k CdC1 B t k C +-=1ln (6-5) Ｂ为积分常数.又由t=0时,0C C = 可得：Ｂ＝ln 0C代入(6-5)式,得：01ln ln C t k C +-=即 t k CC 10ln= (6-6) 也可以写成： t k e C C 10-= (6-7)上式表明,随时间的增长,浓度C 逐渐减小.反应物浓度随时间呈指数衰减.令x 代表时间t 时,反应物反应掉的浓度,则：x C C -=0,代入(6-6)式,得：xC C t k -=001ln 1(6-8)或 xa a t k -=ln 11 （a 为初始浓度）由上式可计算经时间t 后,反应物剩余的浓度（或反应掉的浓度）.令 0C x y =代入(6-8)式可得：yt k -=11ln 11 (6-9)一级反应的特征：(1) 以C ln 或C lg 对t 作图,应得一条 直线,其斜率为1k -；若以C C 0ln 对t 作图,则斜率为1k .用途：测定不同时刻反应物的浓度,作图证明是否为一级反应.若为一级反应,利用直线的斜率可求出1k 的值.1k 的单位：时间－１（即秒－１、分－１、小时－１、年－１等）(2) 一级反应的速率常数与浓度所采用的单位无关.(3)根据(6-7)式即t k e C C 10-=,对同一反应,温度一定时,只要t 相同,C C 0为定值（指以不同0C 开始）.设210=C C 时的时间为21t ,则有：21121tk e -=对式21121t k e -=取对数： 21121ln t k -=()106693.02ln 11121-==k k t一级反应的半衰期与反应物初始浓度C 0无关,而只与速率常数有关.对给定的反应,温度一定时,其21t 为常数.如图10-3：t 1/2=t ’1/2 =t ”1/2可以证明,31t 、41t 、…也为常数.例题6-1 质量数为210的钚的同位素进行β放射,14天后,同位素的活性降低6.85％.试求同位素的蜕变常数k 和半衰期,并计算经过多长时间才分解90％？解：由于该反应为一级反应∴00507.00685.011ln 14111ln 11=-=-=y t k （天－１） 00507.06932.02ln 121==k t =1367（天） 分解90％的时间为：2.4549.011ln 00507.0111ln 11=-=-=y k t （天） 例6-2：某放射性同位素14C 在自然界树木中的分布基本保持为总碳量的1.10×10-13 %,某考古队在一山洞中发现一些古代木头燃烧的灰烬,经分析14C 的含量为总碳量的9.87×10-14 %,已知14C 的半衰期为5700年,试计算这灰距今约有多少年? 解: 放射性同位素的蜕化为一级反应 421110216.157006932.02ln -⨯===t k 年-1 t =x a a k -ln 1 141341087.91010.1ln10216.11---⨯⨯⨯= =891(年)§6-5反应级数的测定反应级数的确定是很重要的,它不仅告诉我们浓度是怎样影响反应速率的,而且可以帮助我们探索反应机理.如果反应有简单的级数,则只要测出反应的级数就可以建立速率方程；如果没有简单的级数则表明该反应是比较复杂的,对推判反应机理将有直接帮助.反应级数还可为化工生产对反应器的设计提供必需的参数.测定反应级数的方法有两大类： １、积分法（1）尝试法：将实验数据（不同时间的浓度）代入０、１级反应的速率方程式的积分式,分别计算k 值 ,若按某一公式计算所得的k 基本为一常数,则该公式的级数就是该反应的级数.（2）图法：以c 对t 作图,得一直线,为零级反应；以c ln 对t 作图,得一直线,为一级反应；以c 1对t 作图,得一直线,为二级反应； 以21c 对t 作图,得一直线,为三级反应；2、微分法当级数为分数时,积分法很难奏效,这时应用微分法.(1) 如各反应物的浓度相同（始终相同）,或只有一种反应物时,其速率公式为： n kc r=① 两边取对数得：c n k r lg lg lg += (6-11) 可以看出,以r lg 对c lg 作图,的一直线斜率为n ,截距为k lg .②当反应物的浓度为1c 和2c 时,其反应速率分别为1r 和2r ,分别代入(6-11)式,得：111lg lg lg c n k r += 222lg lg lg c n k r += 两式相减得： 2121lg lg lg lg c c r r n --=或 n nn n C C kC kC r r 212121== 可求得n （2）若某一反应,其速率方程式为： βαB A c kc r = ≠≠B A c c即有两种或两种以上的物质参加反应,且各物质的浓度不等.① +++=1,1,1lg lg lg lg B A c c k r βα +++=2,2,2lg lg lg lg B A c c k r βα +++=3,3,1lg lg lg lg B A c c k r βα ┅ ┅ ┅(可通过一组实验数据联立解方程求得α、β…............2,2,1,1,2,2,1,1,21βαβαβαβαB A B A B A B A C C C C C kC C kC r r ==或 (3),3,1,1,3,3,1,1,31βαβαβαβαB A B A B A B A C C C C C kC C kC r r == ┅ ┅ ┅ 可求得α、β…②用微分法分别求α、β… n =α+β+…具体方法：Ⅰ：先保持B …的浓度不变（使B …保持大量）,使速率公式成为：αA c k r '= βB kc k ='Ⅱ：然后用微分法求α Ⅲ：同理求β… 3、改变物质数量比例法若某一反应,其速率方程式为： βαB A c kc r=≠≠B Ac c先保持B …的浓度不变使A 的浓度增加一倍,若反应速率为原来的4倍,则可确定α=2再保持A …的浓度不变使B 的浓度增加一倍,若反应速率也增大一倍,则说明β=1余者类推 4、半衰期法 根据：()n n Aa a At --==11211 其中n ：反应级数a ：反应物初始浓度（i ）将上式取对数得：()a n A t lg 1lg lg 21-+= （6-12)以21lg t 对a lg 作图成直线,斜率为()n -1（只要测得不同a 时的21t 即可）.（ii ）若分别以初始浓度a 和a '进行实验,测得相应的半衰期分别为21t 和21t ',则： ()n Aa t -=121 ()n a A t -'='121两式相除得：()na a t t -'='12121两边取对数：()()a a n t t '-='lg 1lg 2121 ()a a t t n ''+=lg )lg(12121 (6-13)注：以上半衰渠法亦适用于31t 、41t … .§6-6 温度对反应速率的影响—阿仑尼乌斯经验公式前面我们讨论的浓度对反应速度的影响,是在温度一定这一前提下的.现在来讨论温度对反应速率的影响,通常是讨论速率常数随温度的变化关系,因为速率常数是一个与浓度大小无关的量,一般情况下,k 随温度的升高而加大,但并非所有的反应类型都如此,大致分为下列几种类型：类型Ⅰ：一般反应类型.类型Ⅱ：爆炸反应类型.类型Ⅲ：某些催化反应及酶催化反应（温度升高,催化剂活性降低）. 类型Ⅳ：某些碳氢化合物的氧化反应,在某一高温区有副反应发生所致. 类型Ⅴ：一氧化氮氧化成二氧化氮属于此种类型第一种类型最为常见,它符合阿仑尼马斯经验公式,称为阿仑尼马斯类型.其它四种类型称为反阿仑尼马斯类型. 一、范霍夫（Van;t Hoff ）规则：1884年,Van ’t Hoff 从实验中归纳出一条规则： T 升高10K,r 上升2～4倍,即(k T+10)/k T ≈2～4以此可粗略估计T 对k 的影响二、阿仑尼乌斯（Arrhenius ）经验公式 Arrhenius 于1889年提出. lnk=-RTE a-+B (6-14) Ea 、B 是常数,对不同的反应其数值不同.Ea 称作活化能,单位：KJ.mol -1 以lnk 对1/T 作图成直线,斜率=-Ea/R Ea=斜率×R(6-4)可以写成：B RTE e e k a-=令e B =A,则：()156exp -⎪⎭⎫⎝⎛-=RT E A k aA 为常数,称作频率因子（或指前因子）,与k 的量纲相同,是一个与反应物浓度和温度无关的常数.exp(-Ea/RT)：称作指数因子,小于1.将(10-54)式对T 求微商,则：()166ln 2-=RT EadT k d一般Ea ＞0 ∴T ↑ ,k ↑；Ea 愈大,dlnk/dT 愈大；反之愈小. 对(10-57)式定积分：()17611ln ln 21212121-⎪⎪⎭⎫⎝⎛-==⎰⎰T T R Ea k k dT RTEa k d T T k k以上各式都称作阿仑尼马斯经验公式.由以上公式可以作一些定量计算或定性解释.§6-7活化能对反应速率的影响Arrhenius 提出他的经验公式以后,进行了理论的解释,提出了活化能的概念. 一、活化能1、活化分子和活化能当反应发生的时候,并不是所有的分子都能参加反应,而是具有一定能量的分子才能参加反应.能量高,能真正发生反应的分子称作活化分子.活化分子比普通分子超出的能量即为活化能.活化能Ea =活化反应物分子的平均能量(KJ/mol) -普通反应物分子的平均能量实际上Arrhenius 把活化能看成是分子反应时需要克服的一种能峰.以可逆反应A11k k - B 为例（在等容条件下）r 1=k 1C A r -1=k -1C B 平衡时 r 1=r -1,即：k 1C A =k -1C B 则 k 1/k -1= C B / C A =K C （平衡常数） 由 dlnk/dT=Ea/RT 221111212111ln ,ln ln RT E E dT k k d RT E RT E dT k d dT k d a a a a -----=-=- 即211ln RTE E dT K d a a C --= 又 ∵ dlnK C /dT=∆U/RT 2 ∴ E a1-E a-1=∆U可见反应的热效应等于正逆向反应活化能之差.注：对气相反应,若速率常数以k p 表示,则K p =k p1/k p-1, E a1-E a-1=∆H.几点说明：⑴ 活化能为经验数值,称作经验活化能； (1) Arrhenius 公式是对简单反应而言的（Ea 为正值）但 对具有r=kC αA C B β…形式的复杂反应仍可使用.（3）不同的反应,活化能数值不同,同一反应物进行不同的反应,活化能亦不同.2、活化能对反应速率的影响例如常温下(300K),两个不同的反应： 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=2000J/mol, 则k 1/k 2≈2 ； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=4000J/mol, 则k 1/k 2≈5 ； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=6000J/mol, 则k 1/k 2≈12； 若A 1≈A 2, Ea 2-Ea 1=8000J/mol, 则k 1/k 2≈25. 一般反应：Ea=40～400KJ/mol若Ea ＜40KJ/mol,属快速反应（室温下可瞬时完成）；若Ea ＞100KJ/mol,需适当加热才可进行.Ea 愈大,要求的温度愈高.例题6-3：邻硝基苯的氨化反应的活化能E a1=85600J/mol,频率因子A 1为1.59×107；对硝基苯的氨化反应的活化能E a2=89600J/mol,频率因A 1为1.74×107；.若反应都在298K 时进行,试比较两个反应的速率.()59.49138.01074.11059.1:614.1298314.8856008960077/212112=⋅=⋅⨯⨯==⨯--e e e A A k k RT Ea Ea 解4、活化能的求算(1)实验测定：测定不同温度下的k 值,T 1, T 2, T 3…； k 1, k 2, k 3…Ⅰ、作lnk~1/T 曲线,求斜率.Ⅱ、数值代入法：利用ln(k 2/k 1)=Ea(T 2-T 1)/RT 1T 2求Ea. （2）从键能粗略估计活化能(甲) 对基元反应：A-A + B-B → 2[A-B] E a =(εA-A +εB-B )×30% (30%规则)(乙) 对有自由基参加的反应(基元反应)：A·+B -CA-B +C· 正反应为放热反应,活化能为E a1；负反应为吸热反应,活化能为E a-1)E a1=0.055×εB-C E a-1= E a1-△U(或△H)(丙)分子分裂为自由基的反应：Cl-Cl +M → 2Cl . + M E a =εCl-Cl (丁)自由基的复合反应：Cl . + Cl . + M → Cl 2 + M E a =0二、Arrhenius 公式的应用1、已知某温度下的速度常数,求算另一温度下的速度常数[利用(lnk 2/k 1）=Ea(T 2-T 1)/RT 1T 2]2、确定较适宜的反应温度根据k=Aexp(-Ea/RT),Ea 确定之后,根据已知的T 和k,代入上式可求得A,有了E 和A 便可得到“k －T ”的关系式,选择适宜的反应温度.例6-4：已知醋酸酐的分解反应为一级反应,其速度常数k(秒-1)与温度(TK)具有以下关系式：lgk=12.0414-7.537×103/T.试问欲使此反应在10分钟之内转化率达90%,温度应控制为多少？ 解：∵该反应为一级反应,∴lny-11=k 1t.则： ln9.011-=k 1×10×60 解之得： k 1=3.84×10-3s -1, 代入“k －T ”的关系式得：lg3.84×10-3=12.0414-7.537×103/T T=522K=249℃§6-8链反应（链锁反应）反应一旦开始,就可以发生一系列的连串反应,像链子似的一环接一还地连续发生一系列变化,使反应自动地发展下去,过程中包含了自由基的生成与消失,这一类反应称为链反应.自由基：一种具有未成对电子的原子或原子团,具有很高的化学活性.例如,H .、HO .、CH 3.、CH 3CO .•(乙酰基)等石油的裂解、碳氢化合物的氧化、橡胶塑料等高分子化合物的合成都是链反应.有些无机气体的合成如合成氯化氢以及爆炸反应过程等,也是链反应. 链反应的三个阶段：（1）链的引发 （形成自由基） （2）链的传递（3）链的终止 （自由基消失）链反应类型：直链反应和支链反应. 一、直链反应链传递的过程中,一个自由基消失的同时,只产生一个新的自由基,这样的链反应称作直链反应.可示意为： →→→→→→→→ 例如：反应 H 2+Cl 2→2HCl 机理为：()()()()()链的终止链的传递链的引发2222432124)3()2(21Cl Cl Cl HCl Cl H H HCl H Cl MCl M Cl k k k k −→−⋅⎪⎪⎪⎭⎪⎪⎪⎬⎫+−→−++−→−++−→−+⋅⋅⋅⋅速率方程式的推导：由于自由基是非常活泼的,它只要碰上任何其它分子或自由基都将立即发生反应,因此在反应过程中,它的浓度是很小的.近代实验证明,自由基的寿命是很短的,故可近似认为达到稳定态后,它的浓度不再随时间变化,这种近似处理方法叫做“稳态法”（或稳态近似）.１、“稳态法”： dC Cl •/dt=0,dC H •/dt=0()a C C k C C k dtdC HCl H Cl HCl2232+=()b C k C C k C C k C k dt dC Cl H Cl H Cl Cl Cl 02224321222=-+-=()c C C k C C k C C k C C k dtdC HCl H Cl H Cl H Cl H 222232320==-=即将(c)代入(b)得：：2k 12Cl C =2k 4C 2Cl C Cl •=(k 12Cl C /k 4)1/2 (d) 将(c)和(d)代入(a)式得：22222212121412222H Cl H Cl H Cl HClC kC C C kk k C C k dtdC =⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛== (与实验事实一致)k=2k 2(k 1/k 4)1/2=[2A 2(A 1/A 4)1/2]exp{-[E 2+(Ea 1-Ea 4)/2]} =Aexp(-Ea/RT)A=2A 2(A 1/A 4)1/2 ,Ea= E 2+(Ea 1-Ea 4)/2 已知Ea 1=243KJ.mol -1,Ea 2=25KJ.mol -1,Ea 4=0 所以 Ea=25+1/2×(243-0)=146.5KJ.mol -1注：稳态法也适用于一切具有浓度很小的活泼中间产物的反应.2、平衡假设（平衡浓度）法和速控步（决速步）法 （1）平衡假设（平衡浓度）法当机理中存在着快速的平衡反应时,利用平衡常数K 及反应物浓度来求出中间产物的浓度,这种处理方法,称为平衡假设法.）又如对非基元反应：H 2 + I 2 → 2HI其机理为：① I 211k k - 2I . （快）② H 2 + 2I .−→−2k 2HI （慢）222I H HI C C k dt dC = (a)11221122--⋅===k k C C C C K k k I I I I 代入(a)式得：22211222I H I H HI C C k k k C C k dt dC -==∴ 令A 2A 1/A -1=A,则：Ea=Ea 2+Ea 1-Ea -1A 称作总包反应的指前因子（表观指前因子）. Ea 为总包反应的实验活化能（表观活化能）；（2）速控步（决速步）法在一系列的连续反应中,若其中有一步反应的速率最慢,则总反应速率以速控步的反应速率来表示,此方法称为速控步法.例如反应：H + + HNO 2 +C 6H 5NH 2 ()−−−−→−-催化剂Br C 6H 5N +2 +2H 2O实验测得：r=kC H 2H NO C C (Br-) (与C 6H 5NH 2的浓度无关)认为该反应的机理为： ⑴ H ++ HNO 211k k - H 2NO +2 快平衡⑵ H 2NO +2 + Br -−→−2k ONBr + H 2O 慢反应⑶ ONBr + C 6H 5NH 2 −→−3k C 6H 5N +2 + H 2O + Br - 快反应∵ ⑵是总反应的速控步 ∴ r=k 2+22NO HC C Br- (a) （速控步法）又∵ ⑴是快速的平衡反应 ∴ k 1C H+2H NO C =k -1+22NO H C (平衡浓度法)+22NO H C=( k 1/ k -1) C H+2H NO C()-+-+==-Br HNO H Br HNO HC C kC C C C k k k r a 22121:式得代入 其中k=k 1k 2/k -1 E a =E a,1+E a,2-E a,-1特征：有速控步的反应,表观速率常数中不包括速控步以下反应的速率常数.二、支链反应一个自由基消失的同时产生两个或两个以上新自由基的反应,称之为支链反应.可示意为由图：↓↙ ↘↙ ↘ ↙↘↙↘ ↙↘↙↘↙↘例如：H 2 +1/2 O 2 →H 2O因为支链反应有较多的活性质点产生,支链反应速度急剧增加,所以常常导致爆炸,例如原子弹的爆炸、爆鸣气的爆炸等等.由支链反应引起的爆炸,称作支链爆炸.当反应热不能及时散发时,体系的温度急剧上升,加快了反应速度,释放出更多的热量,这种恶性循环所导致的爆炸,称作热爆炸.例如黄色炸药在炸弹内的爆炸.并不是所有的支链反应都能引起爆炸,还需要看自由基的销毁速度. 支链反应有第一和第二爆炸界限之分.H 2 和O 2的反应如图： （H 2 ：O 2=2:1,P 与温度的关系和速率与压力的关系）第一爆炸界限（低界限）以下,自由基的销毁速度（在器壁上）占优势,所以不爆炸；第二爆炸界限（高界限）以上,自由基与其它惰性质点碰撞而销毁的速度占优势,所以也不爆炸；而二者之间自由基的生成速度大于销毁速度而导致爆炸.第三爆炸界限以上的爆炸是热爆炸.（第一爆炸界限与第二爆炸界限用热爆炸的理论是无法解释的）例题6-5：某反应A +B → P ,其机理为：⑴ A11k k - C ⑵ C +B −→−2k PC 为活泼中间产物,推导该复杂反应的速率方程,并说明在什么情况下总反应表现为一级,在什么情况下总反应表现为二级. 解 ： dC P /dt=k 2C c C B (a) 对C 做稳态近似dC c /dt=k 1C A -k -1C c -k 2C B C c =0 C c = k 1C A /(k -1+k 2C B ) 代入(a)式得：BBA P C k k C C k k dt dC 2121+=- 高压下CB 较大或k -1＜＜k 2C B 时,k -1+k 2C B ≈k 2C B ,则： dC P /dt=k 1C A 表现为一级反应； 低压下C B 较小或k -1＞＞k 2C B ,k -1+k 2C B ≈k -1则：B A PC C k k k dt dC 121-= 表现为二级反应； 与平衡假设法得到的结果相同. （平衡假设：C c =k 1C A /k -1=KC A ,代入(a)式得：B A PC C k k k dt dC 121-=） 例题6-6: 某抗癌药物分解30%即失效,今在323K 、343K 分别测得它每小时分解0.07%和0.35%,浓度改变不影响每小时分解的百分数,试确定: (1 ) 该药物分解反应的级数是多少?并说明理由. (2) 323K 时该药物分解反应的半衰期是多少? (3 )该药物分解反应的活化能.(4 )该药物分解反应的速率常数与温度的关系式 .(5)该药物在298K 的室温保存,其有效期为多少？若在273K 的冷藏库中保存,其有效期可延长多少？(6) 该分解反应是否一定是简单反应,为什么？解：(1)由题意知,浓度改变不影响该药物每小时分解的百分数,故该药物分解反应为一级反应.(2)323K 时,k 323=141070007.011ln11--⨯=-小时天小时3.41)(3.99010706932421==⨯=-t(3)k 343=131051.30035.011ln11--⨯=-小时()12ln 1221T T a k k T T T RT E -==()431071051.3ln 323343343323314.8--⨯⨯-⨯⨯ =74254（J ）=74.254 kJ(4)将T=323K 、k=7×10－4小时－1、Ea =74254J 代入B RTE k a+-=ln 得： B +⨯-=⨯-323314.874254107ln 4 B=20.4所以 4.20314.874254ln +-=T k =4.208931+-T或 k lg =858.83878+-T(5) 298ln k =57.94.202988931-=+-298k =6.98×10－5小时－1298K 时的有效期为: t 298=3.011ln 1298-k =3.011ln 1098.615-⨯-=5.1×103小时 (约7个月) 273ln k =31.124.202738931-=+-273k =4.5×10－6小时－1273K 时的有效期为:t 273=3.011ln1273-k =3.011ln 105.416-⨯-=7.926×104小时 (约9年) 有效期延长（7.926×104－5.1×103）＝7.416×104小时 (约8.5年) (6)不一定为简单反应,因为一级反应中既有简单反应,也有复杂反应. 例题6-7、 298K 时,在一体积恒定的密闭容器中测得N 2O 5（g ）分解反应2N 2O 5(g)→2N 2O 4（g ）+O 2（g ）的实验数据如下：实验编号 N 2O 5的初始压力（kPa ） 初速率r 0 （kPa .s -1） 1 16.12 0.00063 2 20.06 0.00078 3 38.420.00150同温度下产物N 2O 4又能分解成NO 2并很快达成 N 2O 4（g ）2NO 2(g)的平衡.1)N 2O 5（g ）的分解反应的速率方程为r =x O N kP52,求反应级数x 及速率常数k ,并写出该反应的速率方程.(2)计算实验3条件下,N 2O 5压力降低为19.21kPa 所需的时间.(3)若反应在323K 下进行,计算实验1条件下反应的初速率.已知反应的活化能为97 kJ.mol -1 .(4)计算298K 、实验2条件下,在N 2O 4（g ）2NO 2(g)反应很快达到平衡时,200分钟后,容器中N 2O 5、N 2O 4、NO 2、O 2的分压.已知298K 时42,O N m f G Δ=98.29kJ.mol -1,2,N O m f G Δ=51.84kJ.mol -1,气体常数R=8.314J.K -1.mol -1,反应的速率方程为r =xO N kP 52,求x。
山东省高中化学奥林匹克竞赛夏令营讲义—物理化学(第二章)
第二章 热力学第二定律热力学第一定律指出,宏观体系发生的任何过程必须服从能量守恒原理,任何违背这一客观规律的过程都是不能发生的。
但不违背能量守恒原理的过程是否都能自动（即不需外界帮忙，任其自然）发生呢？回答是否定的。
例如，温度不同的两个物体相互接触，热可以自动地由高温物体传向低温物体，直至两物体温度相等，而其逆过程热由低温物体传向高温物体是不能自动发生的；又如，298Ｋ、ｐ压力下，有可能自动发生如下的化学反应 C （金刚石）+O ２（g ）→CO ２（ｇ）Δr Hm＝－393.5kJ.mol －１。
如果在该条件下，令环境供给393.5ｋJ 的热量，由CO ２（g ）分解为金刚石和O ２（g ）则是不能自动发生的。
尽管这些逆过程发生时，并不违背热力学第一定律。
究竟在不违背能量守恒原理的前提下， 什么过程可以发生,什么过程又不可以发生呢？ 热力学第一定律不能给予什么启示，即热力学第一定律只解决了能量守恒、转化以及转化过程中各种能量之间的相互当量关系，但它不能告诉人们过程进行的方向和限度。
是什么因素在决定着过程的方向和限度呢？似乎各类不同的过程有着不同的决定因素。
例如,决定热传导方向和限度的因素是温度Ｔ；决定气体流动方向及限度的因素是压力ｐ；决定水的流动方向和限度的因素是水位ｈ等等。
那么，决定化学变化方向和限度的因素又是什么呢？很有必要找出能判断一切过程方向和限度的共同因素。
因而对于决定变化过程方向和限度的共同因素的探讨，是热力学第二定律所要解决的基本任务——过程的“方向”和“限度”问题。
§2-1自发过程的共同特征 一、自发过程的方向性自发过程：在一定条件下，任其自然，不去管它，能够发生的过程。
（1）热传导：高温→低温，直达相等。
（2）气体的流动：高压→低压，直达相等。
（3）水的流动：高水位→低水位，直达相等。
（4）电能输送：高电位→低电位，直达相等。
可以看出：一切自发过程都具有方向性。
高中化学竞赛知识点整理(三)
3.1 化学反应、化学反应方程式及计量关系3.1.1化学反应和化学变化化学反应的特点：1）在反应中物质会发生变化，即旧的物质的破坏和新的物质的生成；2）在化学反应的过程中伴随有物质结构的变化。
3）伴随有不同程度的能量变化（通常以热能形式表现）。
这种能量与结构的变化趋势与所发生的化学反应有着本质上的内在联系：一般而言，一个化学反应在一定的条件下要正向进行，总是趋向于使体系稳定：尽可能使体系能量降低；尽可能使产物结构稳定。
3.1.2化学反应方程式化学反应方程式的作用是以正确而简洁的方式定性和定量地描述化学变化过程。
3.1.3化学反应中有关量的研究——质量和能量1．质量守恒定律在化学变化过程中，没有质量的增加或减少——质量守恒。
2．能量守恒定律不同形式的能量，例如热能、光能、机械能以及化学能可以彼此相互转换但是不能创造或消失——能量守恒。
3．元素分析——定组成定律和倍比定律定比定律(或定组成定律)：当元素化合成一种化合物时，各化合元素间的质量比是不变的。
3.1.4化学反应方程式中的计量关系——物质不灭的实质化学方程式表示在化学反应中每种元素的原子数是不变的；通过化学反应，既不会产生净电荷，也不会使之消失。
3.2 化学反应进行的方向3.2.1化学热力学基本概念热力学是研究各种形式的能量相互转化规律的科学。
化学热力学研究要解决：1）在指定条件下，某一化学反应进行时，与外界要交换多少能量；2）在指定条件下，某一反应能否进行，反应的限度如何？简而言之，即判断化学反应的方向和限度。
一些热力学的基本概念：1．体系和环境被研究的物质系统（对象）称体系；体系以外并与体系相联系的所有部分称环境。
按照体系、环境间物质、能量的交换关系，热力学体系可分为：敞开体系——体系与环境之间既有能量传递又有物质交换；封闭体系——体系与环境只有能量传递但没有物质交换；孤立体系——体系与环境之间既没有能量传递又没有物质交换。
我们一般主要讨论封闭体系。
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φoF2/F- = 2.87v
1.2.1.2 用途
F2+UO2 →UF4→UF6 238U 235U 234U 的分离
F
F
nC
C
F
F
FF
(
C
C
)
n
F
F
N2H4(l)+2F2 → N2(g) + 4HF(g)
4000K火箭材料 灭鼠药 CH2FCOONH4 水解后产生CH2FCOOH(氟
1.3 HX
1.3.1 制备 1.3.1.1 直接合成
（仅） H2+Cl2=2HCl 1.3.1.2 复分解反应
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF SiO2+4HF=2H2O+SiF4↑ SiF4+2HF= H2SiF6 如何在玻璃容器上刻字？有人写不出来，怎么办？
（实）NaCl+ H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl↑ NaCl+ H2SO4(浓)=Na2SO4+HCl↑
2. F2的键能<Cl2 F 的原子半径很小，电子密度很大，
电子 间斥力很大
O，N元素有类似的性质，第二周期特殊性 问题:F2→F-的变化分为: F2→2F（g）→2F△Hf=156.9+2（-333）=-176.1(kJ∙mol-1)
而△HCl=242.6+2（-348）=-105.4(kJ∙mol-1) 这就是F的电负性>Cl的原因! 以上说明:虽然Cl的电子亲和势>F,但F2的键能 <Cl2 于是原子Cl的活泼性>原子F的活泼性的活泼 性仍>Cl2
高中化学竞赛讲义_热分解反应规律
高中化学竞赛第三讲热分解反应基本规律本讲的主题是“有规则的拆分”！一、热分解反应的“推动力”从热力学角度看，热分解反应是向着能量低的产物方向进行，反应的“推动力”是能量降低的过程（△r G=△r H-T△r S）。
用上述观点可以解释下列反应为什么是按（1）式而不是按（2）式进行：CaCO3→CaO+CO2（1）CaCO3→CaC+3/2O2（2）KClO3→KCl+3/2O2（1）KClO3→1/2K2O+1/2Cl2O5（2）二、含氧酸盐的热分解反应规律按上述能量观点，由于氧化物能量低于相应的硫化物、氮化物、磷化物、碳化物，所以（大多数）硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐、草酸盐的（固态）热分解按以下规律进行：含氧酸盐(s)→金属氧化物(s)+酸酐（热分解通式）还要考虑的是，酸酐是否稳定？金属氧化物是否稳定？两种产物间是否还会发生氧化还原反应?（实例见下）。
（一）硫酸盐的热分解反应规律：硫酸盐(s)→金属氧化物(s)+SO3例：1、当温度显著高于758℃时，SO3分解，气态产物以SO2和O2为主，反之气态产物以SO3为主。
（758℃是从△r G=△r H-T△r S计算出来的数据。
）例：2、在活动序中位于铜以后的金属硫酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：若分解温度不很高，则得HgO和SO3；若高于HgO显著分解的温度，则产物为Hg和SO3、O2。
3、两种产物间发生氧化还原反应例：产物中有Fe2O3、SO2，原因是“高温”下SO3有一定的氧化性，氧化FeO为Fe2O3，自身转化为SO2。
（二）硝酸盐的热分解反应1、NaNO3、KNO3在温度不很高条件下分解为MNO2和O2。
例：2KNO32KNO2+O2↑2、其余硝酸盐均可按照热分解反应通式讨论：硝酸盐→金属氧化物+硝酸酐(N2O5)∵N2O5在室温下就明显分解：N2O5=2NO2+1/2O2∴硝酸盐热分解反应一般规律为：硝酸盐→金属氧化物+NO2+O2 (后两者mol比为1：4)例：2Cu(NO3）22CuO+4NO2↑+O2↑（1）如果硝酸盐在明显高于500℃下分解，NO2分解，则气态产物为NO和O2；如果高于950℃下分解，NO进一步分解为N2和O2，则反应式为：（2）在活动序中位于铜以后的金属硝酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
高中化学竞赛全讲义
第一讲化学反应一．本质1. 能量的驱动有些焓驱动有些熵驱动2. 竞争反应KCLO3KCLO4+KCL3.影响的因素溶剂酸度温度溶剂例：在水溶液中（在气相）H2S+SO3H2S+SO3S+SO2+H2O无水乙醚硫代硫酸钠H2S+SO3−−−−→Na2S2O3+H2SO4Na2SO4+H2S2O3H2S2O3S +H2SO3H2SO3SO2+H2OCu(NO3)2.3H2O Cu(NO3)2+3H2OCu+N2O4N2O4NO+NO3_高价趋向变为离子N2O5NO2++NO3_2PCL5PCL4++PCL6——PBr54++Br_Al(NO3)2的制备温度的影响CH2=CH-CH=CH2+Br2{CH2-CH-CH=CH2Br BrCH2Br-CH=CH-CH2Br}低温时，以速率控制为主高温时，以平衡位置为主3. 浓度4. 酸度以以KMnO4为例子酸性Mn2+浅红色中性MnO2碱性MnO42-5. 压强4Na+CCL4C（少量）+4NaCl 乌慈反应趋向生成内能低的物质状态CO2（分子晶体）CO2（原子晶体）同一种物质1.微粒相同结构一样内能高低的判断结构的对称性（如果对称，内能低，不对称，内能高）二．特征自发进行反应物内能高生成物内能低三．反应类型（无机，有机都使用）取代反应：具有饱和键的反应一般是取代反应加成反应缩合反应取代反应的特点同种电荷替代同种电荷NaCN+Cl2ClCN+NaCl共价化合物都能水解S2Cl2+2H2O Ho-S-S-Oh+2HClS2(oH)2+H2O 2S +H2SO3FeC2O4FeCO3+COFeO+CO2+COFeO+CO Fe+CO2FeC2O4Fe+2CO2凡是不具有正常价态一定有氧化反应二聚趋势较弱2ClO2CL2O4【CLO】[CLO3]2CLO3CL2O6[CLO2][CLO4]2CaCL2CaCL4Ca[CaCL4]CLO CL2O2CL[CLO2]Au:+1 : +3AuCL22AuCL Au相当于CLCsAu = CsCL 松紧理论N8N5N3不要忘记N3-加成反应：具有不饱和键的反应一般是加成反应（排除氧化还原反应）本质：异性电荷的吸引常见基因试剂{给质子试剂：H2O H-NH2给电子试剂NH3质子化能：得到质子后放出的能量u≠0用力的合成判定偶极距NH3ƒNH2-+H+NH2-ƒNH-+H+NH-ƒN3-+H+不存在第三级电离Mg+NH3→Mg(NH2)2+1/2H2↑↑MgNH+NH3↑3CH3OH+NH3→N(CH3)3+3H2OCH3-C-OH + HOC2H5→CH3-C-(OH)2OH OC2H5−−→CH3-C-OH→CH3-C-OC2H5H+O OHCl-CN : Cl-C≡N 三分子加成三．缩合反应脱去小分子 eg. H2O[H OH] H2N-C-NH2 + H-NH-C-NH2→H2N-C-NO O O四． 应试技巧1. 考虑具体条件2. 搞清楚生成物的可能情况，自我诊断，产物分子结构越对称，越好3. 注意量的变化（1）。
高中化学竞赛实验讲义——综合设计和制备
高中化学竞赛实验讲义——无机化学综合设计和制备实验1 硫酸亚铁铵的制备与限量分析1.原理铁屑溶于稀H2SO4生成FeSO4：Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑等物质量的FeSO4与(NH4)2SO4生成溶解度较小的复盐硫酸亚铁铵(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O，通常称为摩尔盐，它比一般的亚铁盐稳定，在空气中不易被氧化。
2.实验目的（1）制备复盐硫酸亚铁铵。
（2）熟悉无机制备的基本操作。
（3）学习检验产品中的杂质。
3.实验步骤（1）硫酸亚铁的制备称取2g铁屑，放于锥形瓶内，加20mL10％Na2CO3溶液小火加热 10min，以除去铁屑上的油污，用倾析法倒掉碱液，并用水把铁屑洗净，把水倒掉。
往盛着铁屑的锥形瓶中加入15mL 3mol·L-1 2SO4，放在水浴上加热（在通风橱中进行），等铁屑与H2SO4充分反应后，趁热用减压过滤分离溶液和残渣。
滤液转移到蒸发皿内。
将留在锥形瓶内和滤纸上的残渣（铁屑）洗净，收集在一起用滤纸吸干后称量。
由已作用的铁屑质量算出溶液中FeSO4的量。
（2）硫酸亚铁铵的制备根据溶液中FeSO4的量，按FeSO4：(NH4)2SO4=1∶0.75的比例（质量比），称取(NH4)2SO4固体，把它配成饱和溶液加到FeSO4溶液中。
然后在水浴上浓缩溶液，放置，让溶液自然冷却，即得到硫酸亚铁铵晶体。
用倾析法除去母液，把晶体放在表面皿上晾干，称重，计算产率。
（3）Fe3+限量分析称取1g硫酸亚铁铵晶体，加到25mL比色管中，用15mL去离子水溶解，再加入2mL3mol·L-1HCl和1mL25％KSCN溶液，最后用去离子水将溶液稀释到25mL，摇匀。
与标准溶液（由实验室给出）进行目视比色，确定产品等级。
此产品分析方法是将成品配成溶液与各标准溶液进行比色，以确定杂质含量范围。
如果成品溶液的颜色不深于标准溶液，则认为杂质含量低于某一规定限度，所以这种分析方法称为限量分析。
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化学反应与能量转化
化学反应的能量守恒定律
化学反应中，反应物的总能量等于生成物的总能量，能量守恒是 化学反应的基本规律。
熵变与自发反应
熵变是反应能否自发进行的判据，熵增加的反应更容易自发进行。
催化剂的作用
催化剂可以降低反应的活化能，加速化学反应的速率。
周期与族
元素周期表分为七个周期和十八个族 ，每个周期和族的元素具有相似的性 质和电子排布规律。
化学键与分子结构
01
02
03
离子键与共价键
离子键是由电子转移形成 的，共价键则是通过共享 电子形成的。
分子轨道理论
分子轨道理论解释了分子 中电子的排布和运动，是 理解分子结构和化学键的 重要理论。
分子几何构型
数据处理
掌握实验数据的记录、整理、分析和 处理方法，能够根据实验结果得出正 确的结论。
实验报告撰写与评价
实验报告撰写
能够按照规定的格式和要求，撰写内容完整、条理清晰的实验报告，包括实验 目的、材料与方法、结果与讨论等部分。
实验评价
能够对实验过程和结果进行客观的评价，发现实验中存在的问题并提出改进意 见，促进实验技能的提高。
铁元素及其化合物
铁是过渡金属之一，广泛 用于制造钢铁和其他合金 ，存在于铁锈、氧化铁和 许多其他化合物中。
铝元素及其化合物
铝是轻金属之一，广泛用 于制造铝制品和其他合金 ，存在于明矾、氧化铝和 许多其他化合物中。
无机化学反应类型与规律
置换反应
一种物质取代另一种物质的 过程，例如金属与酸的反应 。
复分解反应
两种物质相互交换成分生成 另外两种物质的过程，例如 酸与碱的反应。
化学物质的热分解反应
化学物质的热分解反应热分解是一种常见的化学反应过程，指的是在高温下，化学物质分子间键的断裂，从而产生新的物质。
在这个过程中，化学物质吸收热量，使其分子能够足够活跃，进而发生分子间的反应。
本文将从热分解的定义、机理及实际应用等方面进行论述。
1. 热分解的定义热分解是指在高温条件下某个物质分子内的键发生断裂，从而分解为不同组成的物质的反应过程。
这个过程需要吸收热量来提供足够的能量，通常需要高温环境来实现。
热分解反应不同于其他化学反应，它主要通过提供足够的能量来帮助分子克服化学键的强度，从而导致分子中的键发生断裂。
2. 热分解的机理热分解反应的机理与反应物的结构和化学键的强度有关。
一般来说，当反应物受热时，其分子中的键开始被打断。
化学键的断裂最终导致原始分子分解为更简单的化合物，这些产物可以是气体、液体或固体。
热分解的机理通常涉及链反应、裂解和重新组合等步骤。
3. 热分解的实际应用热分解反应在许多实际应用中起到重要的作用。
下面列举了几个常见的应用领域：a. 化学工业：许多化学生产过程涉及到热分解反应。
例如，生产尿素、甲醇和丙烯等化学品的过程中，热分解反应起到了至关重要的作用。
b. 能源生产：一些能源生产方法，如核能和化石燃料的利用，都是通过热分解反应来释放能量。
c. 材料科学：热分解反应在材料合成和改性中也有广泛应用。
一些高级陶瓷、金属合金和纳米材料的制备过程涉及到热分解反应。
4. 热分解反应的控制热分解反应通常需要特定的条件和控制来实现。
下面是一些控制热分解反应的方法：a. 温度控制：热分解反应需要一定的温度来提供足够的能量。
通过控制反应温度，可以有效地控制反应速率和产物选择。
b. 压力控制：在某些情况下，通过调节反应体系中的压力，可以改变热分解反应的产物和反应速率。
c. 催化剂的使用：催化剂可以提供反应的表面，从而加速反应的进行。
在热分解反应中，催化剂可以降低反应的活化能，增强反应速率。
总结：热分解反应是一种在高温条件下发生的化学反应，通过断裂化学键使化合物分解成更简单的物质。
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高中化学竞赛第三讲热分解反应基本规律
本讲的主题是“有规则拆分”！
一、热分解反应的“推动力”
从热力学角度看，热分解反应是向着能量低产物方向进行，反应的“推动力”是能量降低的过程（△r G=△r H-T△r S）。
用上述观点可以解释下列反应为什么是按（1）式而不是按（2）式进行：
CaCO3→CaO+CO2（1）CaCO3→CaC+3/2O2（2）
KClO3→KCl+3/2O2（1）KClO3→1/2K2O+1/2Cl2O5（2）
二、含氧酸盐的热分解反应规律
按上述能量观点，由于氧化物能量低于相应硫化物、氮化物、磷化物、碳化物，所以（大多数）硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐、草酸盐的（固态）热分解按以下规律进行：含氧酸盐(s)→金属氧化物(s)+酸酐（热分解通式）
还要考虑的是，酸酐是否稳定？金属氧化物是否稳定？两种产物间是否还会发生氧化还原反应?（实例见下）。
（一）硫酸盐的热分解反应
规律：硫酸盐(s)→金属氧化物(s)+SO3
例：
1、当温度显著高于758℃时，SO3分解，气态产物以SO2和O2为主，反之气态产物以SO3为主。
（758℃是从△r G=△r H-T△r S计算出来的数据。
）
例：
2、在活动序中位于铜以后的金属硫酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：
若分解温度不很高，则得HgO和SO3；若高于HgO显著分解的温度，则产物为Hg和SO3、O2。
3、两种产物间发生氧化还原反应
例：
产物中有Fe2O3、SO2，原因是“高温”下SO3有一定的氧化性，氧化FeO为Fe2O3，自身转化为SO2。
（二）硝酸盐的热分解反应
1、NaNO3、KNO3在温度不很高条件下分解为MNO2和O2。
例：2KNO32KNO2+O2↑
2、其余硝酸盐均可按照热分解反应通式讨论：硝酸盐→金属氧化物+硝酸酐(N2O5)
∵N2O5在室温下就明显分解：N2O5=2NO2+1/2O2
∴硝酸盐热分解反应一般规律为：硝酸盐→金属氧化物+NO2+O2 (后两者mol比为1：4)
例：
2Cu(NO3）22CuO+4NO2↑+O2↑
（1）如果硝酸盐在明显高于500℃下分解，NO2分解，则气态产物为NO和O2；如果高于950℃下分解，NO进一步分解为N2和O2，则反应式为：
（2）在活动序中位于铜以后金属硝酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：2AgNO32Ag+2NO3↑+O2↑
（3）NO2、O2在高温下都有明显氧化性，若碱性氧化物具有还原性，则将有可能被氧化，但很难说明是被NO2或O2氧化的。
例：
若FeO被NO2氧化，NO2的还原产物NO将和O2生成NO2；若O2是氧化剂，产物仍是NO2和O2，从反应结果看，都是O2减少了。
类似地，其他具有还原性的碱性氧化物有MnO（强还原性）、SnO、CoO、PbO（弱还原性）。
（4）硝酸的热稳定性不如相应硝酸盐。
如浓硝酸见光易分解，主要是H+、M n+不同引起的。
因异电相吸，M n+和酸根阴离子（的配位O原子）互相靠近，由于M n+外围也有电子和O原子互相排斥，所以两者间不可能靠得很近。
H+则不同，没有电子，因此它不仅能和含氧酸要中配位O原子靠近，而且还能钻入配位O原子，（从效果上看，相当于）削弱了这个O原子和成酸元素原子间结合，所以含氧酸（尤其是在受热时）较易分解。
（H2CO3类似）
4 HNO34NO2↑+O2↑+2H2O
（三）碳酸盐的热分解反应
和热分解反应通式是一致的：碳酸盐→碱性氧化物+CO2
例：CaCO3高温分解
（1）由于CO2能量低，要在2300℃以上才明显分解为CO和O2，而碳酸盐热分解温度显著低于2300℃，所以一般不涉及产物CO2分解的问题。
（2）不活泼金属碳酸盐，也会因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：
（3）气态CO2的氧化性不强，只有在遇到强还原性碱性氧化物才有可能表现出来。
例：。
（四）草酸盐的热分解反应
草酸（H2C2O4）的酸酐是“C2O3”（没有这个化合物，所以标以“”号），可认为是+2、
+4价碳的混合氧化物。
所以草酸盐热分解反应式为（以CaC2O4为例）：
，
H2C2O4·2H2O CO2↑+CO↑+3H2O
总结：
（五）其他含氧酸盐
由于磷酸盐分解生成的酸酐P2O5挥发性低，所以磷酸盐分解温度高。
硅酸盐中SiO2不具挥发性，所以硅酸盐“不发生”热分解反应。
硼酸盐中B2O3也不易挥发，所以一般也不讨论硼酸盐的热分解反应。
（六）元素的中间氧化态含氧酸（盐）受热时可能发生自氧化还原反应。
例：3NaClO NaClO3+2NaCl NaClO33/4NaClO4+1/4NaCl
4KClO33KClO4+KCl Na2SO31/4Na2S+3/4Na2SO4
三、铵盐、碳酸氢盐的热分解反应规律
（一）铵盐
铵盐（以NH4A为例）热分解始于NH4+上质子（H+）转移和A-结合，即NH4A NH3+HA。
1、若HA没有氧化性，产物即NH3和HA，如NH4X、NH4HCO3、NH4HS等。
2、若HA有氧化性，则将和NH3发生氧化还原反应，反应特点是分子内得失电子平衡。
例：NH4NO2N2↑+2H2O NH4NO3N2O↑(笑气)+2H2O
(NH4)2Cr2O7Cr2O3+N2↑+4H2O
(NH4)2SO4受热到357℃释NH3：(NH4)2SO4NH4HSO4+NH3↑，而后在更高温度下发生NH3还原“SO3”反应。
3、据铵盐热分解机理可归纳总结铵盐热分解温度高低及其产物：既然铵盐热分解反应始于NH4+中H+转移，可以想象A-接受质子倾向越强，则相应铵盐热分解温度低；反之，热分解温度较高。
例如比较卤化铵热分解温度高低，实际上是在比F-、Cl-、Br-、I-接受H+倾向，F-接受H+倾向最强，I-接受H+倾向最弱，所以顺NH4F、NH4Cl、NH4Br、NH4I序热分解温度升高。
又例如已知NH4HCO3在室温下就能发生部分分解，可想而知(NH4)2CO3在室温下更易分解。
（二）碳酸氢盐
碳酸氢盐（以M(HCO3)2为例）热分解始于其中一个HCO3-上质子（H+）转移和另一个HCO3-结合，即M(HCO3)2MCO3+CO2↑+H2O。
或者是：2MHCO3M2CO3+CO2↑+H2O
四、碱的热分解反应规律
2Al(OH)3 Al2O3+3H2O NH3·H2O NH3↑+H2O
LiOH、氢氧化镁受热分解AgOH不稳定，极易分解为黑色Ag2O
（2013国初）Fe(OH)2在常温无氧条件下转化为Fe3O4
3Fe(OH)2Fe3O4+H2↑+2H2O
五、热重分析曲线及其分析方法。