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化学热力学动力学基础

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热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点

热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点

热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—大众化学补充一、热力学基础（研究化学反映方向、程度（进行的可能性），反映涉及的能量） 对于化学反映：其中B ν为物质B 的化学计量数。

反映物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。

反映进度： 单位为mol.反映进度必需对应的化学计量方程式。

热和功1.2.1热---系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。

系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。

功---系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W <0（失功）；环境对系统做功，W >0（得功）。

功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。

1.2.2热力学第必然律： 焓： 1.3.1反映的标准摩尔焓变：r △,一个反映的焓变必需对应的化学计量方程式。

标准状态：气体：T ，p =100kPa ；液、固体：T ，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1，,C B =1mol·L -1，1.3.2 f H △(B,相态,T )，单位是kJ·mol -1:在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB =+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓。

参考态单质的标准摩尔生成焓为零。

1.3.3 c △相态,T )，单位是kJ·mol -1：在温度T 下, 物质B (νB = -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓。

燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。

1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反映无论是一步完成仍是分几步完成，其反映焓变老是相同的对于化学反映：a A + b B → y Y + z Zr △T ) = ∑νBf H △:焓变=生成物的生成焓之和—反映物的生成焓之和；r △T ) =- ∑νB焓变=反映物的燃烧焓之和—生成物的燃烧焓之和； 自发转变：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生转变的进程。

物理化学第9章 化学动力学基础

物理化学第9章 化学动力学基础
表示反应速率和浓度关系的方程 r = f (c)，或 者表示浓度和时间关系的方程 c = f (t)，都称为化 学反应的速率方程，前者是微分形式，后者是积 分形式。也称动力学方程。
速率方程必须由实验来确定
四、反应级数 若反应的速率方程可以表示为浓度的幂乘积形式：
r = k[A][B]…
则各浓度项的方次、、…分别称为组分A、B …的
例 1、P165例题
某金属钚的同位素进行β放射，14 d 后，同位
素活性下降了6.85%。试求该同位素的：
(1) 蜕变常数，(2) 半衰期，(3) 分解掉90%所需时间
解：
(1)
k1
=
1 t
ln
a
a
x
=
1 14d
ln
100 100 6.85
=
0.00507d-1
(2) t1/2 = ln 2 / k1 = 136.7d (3) t = 1 ln 1 = 1 ln 1 = 454.2d
例如：
例如，恒容反应器中，氯代甲酸三氯甲酯分解为光气
ClCOOCCl(g) 2COCl2(g)
t = 0 p0
0
t = t p酯
p光气=2( p0 – p酯)
p总 = p酯 + p光气 = 2 p0 –p酯
∴ p酯 = 2p0 – p总
或 p光气 = 2（p总– p0）
三、反应速率 r 的经验表达式
2、适用范围
ln k = Ea B RT
k = AeEa / RT
3、A意义：称指前因子
二、活化能的概念 1、对简单反应：
那些能量高到能发生反应的分子称为“活化分子” 活化能：活化分子的平均能量与反应物分子平 均能量之差值。

高中化学了解化学反应的热力学和动力学

高中化学了解化学反应的热力学和动力学

高中化学了解化学反应的热力学和动力学高中化学：了解化学反应的热力学和动力学化学反应是指物质在发生化学变化时，原子之间的键重新排列，从而形成新的化学物质的过程。

在我们日常生活中，许多化学反应都可以观察到，比如燃烧、腐败等。

而这些化学反应背后隐藏着两个重要的概念，即热力学和动力学。

本文将介绍这两个概念的定义和意义，并探讨其在化学反应中的应用。

一、热力学的基本概念热力学研究的是物质在不同温度下的能量变化和转化规律。

在化学反应中，我们常常关注的是反应的放热/吸热过程。

放热反应是指在反应过程中释放出能量，使周围温度升高，而吸热反应则是反应过程吸收了能量，导致周围温度下降。

热力学能够描述反应所涉及的能量变化和方向的性质。

热力学还研究了反应的焓变和熵变。

其中焓变（ΔH）表示反应体系在常压下吸热或放热的变化量。

ΔH的正负与反应的放热或吸热性质有关，正值表示放热反应，负值表示吸热反应。

而熵变（ΔS）则表示反应体系中混乱程度（或称为无序度）的变化量。

ΔS的正负与反应中物质的混合程度有关，正值表示反应使体系趋向于无序，负值表示反应使体系趋向于有序。

热力学还引入了自由能变化（ΔG）的概念，ΔG与ΔH和ΔS之间存在以下关系：ΔG = ΔH - TΔS。

其中，T表示温度，ΔG的正负决定了反应的驱动力和方向。

当ΔG < 0时，反应是自发进行的；当ΔG > 0时，反应不会自发进行；当ΔG = 0时，反应达到平衡态。

二、动力学的基本概念动力学研究的是化学反应的速率和速率规律。

化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。

在同一反应条件下，不同反应的速率可以有很大差异。

在考察化学反应速率时，我们通常关注两个方面，即反应速率与物质浓度之间的关系和反应速率与温度之间的关系。

物质浓度对反应速率的影响通常由反应速率方程式表示。

例如，对于一级反应，其速率方程可以表示为r = k[A]，其中r表示反应速率，k表示速率常数，[A]表示反应物A的浓度。

化学反应中的热力学与动力学

化学反应中的热力学与动力学

化学反应中的热力学与动力学化学反应是物质转化的基本过程，它在日常生活和工业中起着重要作用。

为了更好地理解化学反应的发生机理和规律，热力学和动力学成为研究化学反应的两个重要分支。

本文将介绍化学反应中的热力学和动力学以及它们之间的关系。

一、热力学热力学是研究物质能量变化和传递规律的科学。

在化学反应中，热力学主要关注反应发生过程中的能量变化。

热力学的基本定律有三条：1. 第一定律（能量守恒定律）：能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

化学反应中的能量转化包括吸热反应和放热反应。

吸热反应是指反应过程吸收周围的热量，而放热反应则是释放热量到周围环境。

2. 第二定律（熵增定律）：熵是衡量物质的无序程度的物理量，熵增定律指出孤立系统的熵随时间呈增加趋势。

在化学反应中，反应是趋向于混合无序状态的方向进行的。

3. 第三定律（绝对零度定律）：第三定律规定，在热力学的绝对温标上，当温度接近绝对零度时，物质的熵趋于零。

热力学的理论框架可以用于预测和解释化学反应中的各种现象，如反应热、平衡常数等。

但热力学并不能告诉我们化学反应发生的速度以及反应动力学中的细节。

二、动力学动力学是研究反应速率及其变化规律的科学。

在化学反应中，动力学关注的是反应发生的速度、反应机理以及反应速率与反应物浓度的关系。

动力学的基本概念有两个：1. 反应速率：反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量，可以通过实验测定。

2. 反应机理：反应机理描述了反应发生的分子层面的细节，包括反应物分子的碰撞方式、键的断裂和形成等步骤。

动力学中的反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系，可以通过速率方程来描述。

速率方程一般具有以下形式：速率 = k[A]^m[B]^n，其中k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m和n 为反应物的反应级数。

三、热力学与动力学的关系热力学和动力学在研究化学反应中发挥着不同的作用，但两者之间存在紧密的关系。

化学热力学动力学基础

化学热力学动力学基础

化学热⼒学动⼒学基础第⼆章化学热⼒学基础及化学平衡1. 有⼀活塞，其⾯积为60cm2，抵抗3atm的外压，移动了20cm，求所作的功。

(1)⽤焦⽿；(2)⽤卡来表⽰。

2. 1dm3⽓体在绝热箱中抵抗1atm的外压膨胀到10dm3。

计算：(1)此⽓体所作的功；(2)内能的变化量；(3)环境的内能变化量。

3. 压⼒为5.1atm，体积为566dm3的流体，在恒压过程中，体积减少到1/2，(1)求对流体所作的功(2)求流体的内能减少365.75kJ时，流体失去的热量？4. 在⼀汽缸中，放⼊100g的⽓体。

此⽓体由于压缩，接受了2940kJ的功，向外界放出了2.09kJ的热量。

试计算每千克这样的⽓体内能的增加量。

5. 在1atm、100℃时，⽔的摩尔汽化热为40.67kJ?mol－1，求：1mol⽔蒸汽和⽔的内能差？(在此温度和压⼒下，⽔蒸汽的摩尔体积取作29.7dm3)6. 某体系吸收了3.71kJ的热量，向外部作了1.2kJ的功，求体系内部能量的变化。

7. 某体系作绝热变化，向外部作了41.16kJ的功，求此体系内能的变化量。

8. 有⼀⽓体，抵抗2atm的外压从10dm3膨胀到20dm3，吸收了1254J的热量，求此⽓体的内能变化？9. ⼀理想⽓体在恒定的⼀⼤⽓压下，从10dm3膨胀到16dm3，同时吸热125.4J的热量,计算此过程的?U和?H。

10. 在300K时3mol的理想⽓体等温膨胀，它的内压为8atm，抵抗2atm的恒压⼒作功，体积增加到4倍，试求W、Q、?U和? H。

11. 现有2dm3氮⽓在0℃及5atm下抵抗1atm的恒外压作等温膨胀，其最后的压⼒为1atm，假设氮⽓为理想⽓体，求此过程的W、?U、?H及Q。

12. 在1atm下，2molH2和1molO2反应，在100℃和1atm下⽣成2mol⽔蒸汽，总共放出了115.8kJ?mol－1热量。

求⽣成每摩尔H2O(g)时的?H和?U。

热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点

热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点

热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
1. 热力学基础:
- 热力学是研究能量转化和能量传递的科学，主要包括热力学
第一定律和热力学第二定律。

- 热力学第一定律表达了能量守恒的原理，即能量在一个系统
内既不能被创造也不能被破坏，只能在不同形式间转化。

- 热力学第二定律则表达了能量在转化过程中的方向性，即能
量会自发地从高温物体传递到低温物体，但不会反向传递，这产生了热力学箭头的概念。

- 热力学还涉及到熵的概念，熵是描述系统无序度的物理量，
熵的增加是热力学过程不可逆的标志。

2. 动力学基础:
- 动力学研究的是物体运动的科学，主要包括牛顿力学和运动学。

- 牛顿力学描述了物体的运动状态以及受力和运动之间的关系，包括牛顿的三定律、动量和能量等概念。

- 运动学研究的是物体在运动中的位移、速度和加速度等运动
量的关系，常用的运动学方程包括位移-时间关系、速度-时间
关系和加速度-时间关系。

3. 化学平衡知识要点:
- 化学平衡是指在一个封闭系统内，反应物转化为生成物的速
率相等的情况。

- 化学平衡常用的描述方式是平衡常数(Kc或Kp)，它是反应
物浓度或分压与生成物浓度或分压之间的比值，取决于反应物的摩尔比例。

- 平衡常数越大，说明反应偏向生成物的方向；平衡常数越小，说明反应偏向反应物的方向。

- 影响化学平衡的因素包括温度、压力和浓度等，利用Le Chatelier原理可以预测这些因素对平衡的影响。

- 当平衡系统中发生扰动时，系统会通过调整反应物和生成物
的浓度来抵消扰动，以达到新的平衡状态。

大学化学化学热力学基础

大学化学化学热力学基础
解：据热力学第一定律 沿途径Ⅰ变化
?U= q+w = 300 + (-100) = 200J
沿另一途径变化 ? U = q + w q= ?U-w
=200 - (-50) = 250J
1.2.2 反应热与焓
1.恒容， ? V = 0
体积功 w = _ P外 ? V = 0
C6H6(l) + 15/2O2(g) = 6CO2(g) + 3H2O(l)
苯的摩尔量M = 78g mol-1 计算出1mol液苯的恒容热 ΔUm=（-31.4 kJ g-1）? 78 g mol-1 = -2449.2 kJ mol-1
根据ΔH m=ΔUm+ΔnRT Δn = 6 -7.5= -1.5，
与系统密切相关的其余部分。
具有相同
的物理及
相 化学性质， 单相系统和多相系统
的均匀部 分(有明
确的界面)
气相 液相 固相
单相 单相，两相（水与苯），三相 固溶体，多相
状态
系统物理性质和化学性质的总和。
状态 = f ( 温度，压力，体积 ,密度， H2
粘度，折光度 ...)
P = 101.325kPa
数学表达式 ? U = q + w
? U是系统的内能变； w 是功，（包括 体积
功与非体积功）； q 是热。
系统从环境得到功或热， q、w 为正值； 系统对环境做功或放热， q、w 为负值。
注意: q ,w 都不是状态函数，其值与过程 的具体途径有关。
例：某系统由状态 A沿途径Ⅰ变化到状态 B时， 吸热300J，同时系统对环境做功 100J。当该体系沿 另一途径自状态 A变化到状态 B时，系统对环境做功 50J，则此过程 q为多少?

第二章 基础化学热力学要点

第二章 基础化学热力学要点
第二章 基础化学热力学
热力学 解决两个问题
(1)能量如何转化
(2)方向、限度
动力学：反应如何进行及其速率大小
• 第一节 常用名词 • 体系：被研究的对象
• • •
敞开体系 三种体系 封闭体系 • 孤立体系 • 敞开体系：体系与环境之间既有能量交换，又有物质 交换。 • 封闭体系：体系与环境之间只有能量交换，没有物质 交换。
• 关键点：状态函数的改变量“Δ ” 决定于过程的始终态，与途径无 关。
第二节 热力学第一定律
一、热和功 热力学中能量的传递方式:热和功
1、热（ Q）：是系统与环境间存在温度差而引起的 能量传递。单位：J
正负规定：体系从环境吸热为正，Q 0；
体系向环境放热为负，Q 0 。
2、功（W）：在热力学中，除热以外的其他的 能量传递形式称为功。单位：J 正负规定：体系对环境作功为负，W 0； 体系从环境得功为正，W 0 。 体积功：是体系体积变化反抗外力所作的 功。 W体= -p外 V 非体积功：电功、机械功、表面功等。
o m
1
若反应写成2HI(g)= H2(g) + I2（g），则 o • r H m = _________kJ·mol-1。若反应写成 • 1/2H2(g) + 1/2I2（g）= HI(g) , 则 • H o = ___________kJ·mol-1。
r m
热力学依据：由第一定律知：定压时， H= QP ；而H是状态函数，只与反应的始、 终态有关，而与分几步反应的途径无关。
六、生成焓
• 由元素稳定单质生成１ mol某物质时的热效应。
• f H m • 例如： C（石墨）+ O2（g）= CO2 （g）

化学反应的动力学与热力学机理

化学反应的动力学与热力学机理

化学反应的动力学与热力学机理化学反应是物质发生变化的过程，其中涉及到反应速率、反应的方向性以及反应产生的能量变化等关键问题。

动力学和热力学是研究化学反应的两个重要方面，它们分别从反应速率和能量变化的角度来解释和描述化学反应过程。

本文将对化学反应的动力学与热力学机理进行探讨。

一、化学反应的动力学化学反应的动力学研究反应速率及其相关因素。

反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成的物质量，它受到以下几个因素的影响：1. 反应物浓度：反应物的浓度越高，碰撞频率越高，反应速率也就越快。

2. 温度：温度越高，分子的平均动能越大，分子碰撞的能量也就越高，反应速率随之增加。

3. 催化剂：催化剂能够提供新的反应路径，降低反应的活化能，从而加快反应速率。

根据动力学理论，化学反应的速率可以通过速率方程来描述。

通常情况下，速率方程可以写为：v = k[A]^a[B]^b其中v表示反应速率，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，而a和b为反应物的反应级数（也称为反应物的反应系数）。

二、化学反应的热力学化学反应的热力学研究反应的能量变化以及反应的方向性。

热力学第一定律指出能量是守恒的，反应前后的能量总和应保持不变。

热力学第二定律描述了反应的方向性，即在特定条件下反应是否会自发进行。

热力学研究反应的自由能变化（ΔG）来判断反应的可逆性。

当ΔG小于零时，反应是自发的，反之则是不自发的。

ΔG的计算公式如下：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔH代表反应的焓变，T代表温度，ΔS代表反应的熵变。

当焓变与熵变均为负值时（ΔH < 0，ΔS < 0），反应是自发的。

当焓变与熵变异号时，温度起到关键作用，即通过调节温度可以改变反应的自发性。

热力学还研究反应平衡的条件，即反应物与生成物之间的浓度比例。

根据化学平衡常数（K）的定义，平衡常数越大，反应物向生成物转化的趋势就越强。

三、动力学与热力学的关系动力学和热力学是研究化学反应的两个不同但相互关联的方面。

化学热力学化学动力学

化学热力学化学动力学

化学热力学化学动力学化学热力学与化学动力学是研究化学反应的两个重要分支，它们分别从不同的角度来了解化学反应的本质和规律。

化学热力学研究的是反应的能量变化和反应热力学性质，而化学动力学则关注反应速率和反应机理。

本文将分别介绍化学热力学和化学动力学的基本概念和原理，并探讨它们在化学研究和工业应用中的重要性。

一、化学热力学化学热力学是研究反应的能量变化和热力学性质的科学。

它关注的是反应过程中的能量变化，包括热传递、焓变化和熵变化等。

化学热力学以热力学第一定律和第二定律为基础，通过计算反应物和生成物之间的能量差异来描述和预测化学反应的性质。

热力学第一定律规定了能量的守恒性原则，即能量既不可以被创建也不可以被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

在化学反应中，反应物和生成物之间的能量转化可以通过计算焓变来进行描述。

焓变是指在常压条件下，反应物和生成物之间的能量变化。

如果焓变为正值，则表示反应吸热，反应过程中吸收了外界的热量；如果焓变为负值，则表示反应放热，反应过程中释放了热量。

热力学第二定律则描述了系统的熵变化趋势。

熵是用来描述物质分子有序程度的参数，它可以理解为系统的混乱程度。

热力学第二定律规定了系统的熵在孤立过程中不断增加的趋势，即自发过程的趋势是向着熵增的方向进行的。

在化学反应中，熵变可以通过计算反应物和生成物之间的熵差来描述。

如果熵变为正值，则表示反应过程中系统的混乱程度增加，从而熵增；如果熵变为负值，则表示反应过程中系统的混乱程度减小，从而熵减。

化学热力学的研究对于了解反应的能量变化、热力学性质和反应平衡等方面非常重要。

它不仅可以用于计算化学反应吸热或放热的量值，预测反应的方向和状态，还可以用于设计和优化化学反应的条件，提高反应的效率和产量。

二、化学动力学化学动力学是研究反应速率和反应机理的科学。

它关注的是反应过程中的速率和反应机制，即反应物转化为生成物的时间和方式。

化学动力学以反应速率和反应级数为基础，通过实验测定反应速率常数和探索反应路径来了解和预测化学反应的特性。

化学热力学与化学动力学基础

化学热力学与化学动力学基础
只要其中3个变量确定，理想气体就处于一个“状态” ——故该方程叫做理想气体状态方程
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温度T和物质的量n的单位是固定不变的，分别为 K和mol，而气体的压力和体积的单位有诸多取法，则 R的单位也跟着有所不同.
P的单位 atm atm Pa KPa Pa
V的单位 L cm3 L L m3
R的取值 0.08206 L.atm.mol-1.K-1 82.06 cm3.atm.mol-1.K-1 0.008 314 L.Pa.mol-1.K-1 8.314 L.KPa.mol-1.K-1 8.314 m3.Pa.mol-1.K-1
饱和溶液中水的质量为
3.018g 0.6744g 2.3436g
288K下NH3在水中的溶解度为
0.6744g 2.3436g 100g /100g(H 2O) 28.78g /100g(H 2O)
26
5.2.4 气体
实际气体
气体
理想气体
理想气体(ideal gas)：气体分子自身无体积，气体分子 之间的平均距离很大，气体分子之间无相互作用力的气 体。或者说：在任何条件下都严格遵守理想气体状态方 程的气体。
5.2.1 体系与环境
系统(systems): 被人为划定的作为研究对象的物质(又 叫体系或物系)。
即：热力学中将研究对象称为体系。
环境(surroundings): 除体系外的物质世界; 环境温度: 298.15K (250C) 环境压力: 标准大气压, p = 760mmHg (毫米汞柱) = 760torr(乇) = 1.01325 x 105Pa (帕斯卡)
（2）化学热力学只能指出化学反应向某个方向进行的可能性， 如果热力学分析指出某反应在指定条件下能够发生，则该 反应有可能成为现实，但是不能指出完成该反应所需要的 时间及反应历程，因此热力学只能计算出反应达到平衡时 的最大产量，而不能告诉我们在某有限时间内的实际产量。

化学反应的动力学与热力学分析

化学反应的动力学与热力学分析

化学反应的动力学与热力学分析化学反应是物质转化的过程，它涉及到物质分子之间的相互作用和能量变化。

理解化学反应的动力学和热力学是研究和掌握化学反应的基础。

本文将对化学反应的动力学和热力学进行分析和讨论。

一、化学反应的动力学分析动力学研究的是反应速率和反应机理。

反应速率是指单位时间内反应物消失和生成物出现的量的变化率。

根据化学反应速率的表达式，我们可以得到一些关于反应物浓度与反应速率之间的关系。

常见的反应速率与浓度的关系包括零级反应、一级反应和二级反应。

零级反应的反应速率与反应物浓度无关，可以表示为r = k。

一级反应的反应速率与反应物浓度成正比，可以表示为r = k[A]。

二级反应的反应速率与反应物浓度的平方成正比，可以表示为r = k[A]²。

其中，k 为速率常数，与温度有关。

反应机理是指反应中各个步骤和中间体的生成和消失关系。

通过研究反应机理，我们可以揭示反应过程中发生的中间步骤和反应路径。

化学反应的速率常数与各个步骤的速率常数有关，通过实验数据的拟合和模型推导，我们可以得到反应的速率方程和速率常数。

常见的反应机理包括单分子反应、双分子反应和复分子反应等。

二、化学反应的热力学分析热力学研究的是反应的能量变化和热力学性质。

化学反应中的热力学性质主要包括焓变、熵变和自由能变。

焓变表示的是在恒压条件下反应过程中物质的热量变化。

反应的焓变可以通过实验测量得到，也可以通过热力学数据进行计算。

化学反应的焓变可以表示为ΔH = ∑(ΔHf(生成物) - ΔHf(反应物))，其中ΔHf表示标准反应焓。

熵变表示的是反应系统熵的变化。

熵是反应系统无序程度的度量，反应的熵变可以通过实验测量得到，也可以通过熵的标准摩尔值计算。

化学反应的熵变可以表示为ΔS = ∑(S(生成物) - S(反应物))，其中S为熵。

自由能变表示的是反应系统自由能的变化，它是判断反应离开平衡的驱动力。

通过研究反应的自由能变化，我们可以预测反应的方向和判断反应是否可逆。

第二章化学热力学和化学动力学基础

第二章化学热力学和化学动力学基础

第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础⼀、选择题1、下列叙述中正确的是（）A.反应物的转化率不随起始浓度⽽变；B.⼀种反应物的转化率随另⼀种反应物的起始浓度⽽变；C.平衡常数不随温度变化；D.平衡常数随起始浓度不同⽽变化。

2、化合物A有三种⽔合物，它们的脱⽔反应的Kp分别为A·3H2O（s）= A·2H2O（s）+ H2O（g）Kp1A·2H2O（s）= A·H2O（s）+ H2O（g）Kp2A·H2O（s）= A（s）+ H2O（g）Kp3为使A·2H2O晶体保持稳定（不风化也不潮解），容器中⽔蒸⽓压⼒P H2O应为（）。

A. P H2O> Kp1B. P H2O必须恰好等于Kp1C. P H2O必须恰好等于Kp2D.Kp1 > P H2O> Kp23、已知2H2（g）+ S2（g）= 2H2S（g）Kp12Br2（g）+ 2H2S（g）= 4HBr（g）+ S2（g）Kp2H2（g）+ Br2（g）= 2HBr（g）Kp3则Kp3等于（）。

A.（Kp1/ Kp2）1/2B.（Kp1·Kp2）1/2C. Kp2/ Kp1D. Kp1·Kp24、催化剂能使化学反应速度加快，是因为它：（）A.增⼤了K?值B.增⼤了反应的活化能C.降低了反应的活化能D.增⼤了反应物的浓度5、可逆反应：A(g)+B2(g)AB2(g)，当其它条件不变，增加B的分压时，下列各项增⼤的是（）A.正反应速率常数B.逆反应速率常数C.正反应速率D.化学平衡常数6、已知298.15K时，ΔbHm?(H-H)=436kJ/mol，ΔbHm?（F-F）=158kJ/mol，ΔbHm?（H-F）=566kJ/mol，则反应H2 + F2 = 2HF的ΔrHm?为（）A.538kJ/molB.-538kJ/molC.28kJ/molD.-28kJ/mol>0,达平衡后，若使平衡向右移动7、已知反应C(s)+H可采取的办法是（）A.升⾼温度B.增加压⼒C.加⼊催化剂D.恒温恒容下引⼊⽆关⽓体8、⽔在100℃,1P?下变为⽔蒸汽的ΔH、ΔS、ΔG的情况为（）A.ΔS<０,ΔH>０,ΔG=０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG=０C.ΔS>０,ΔH>０, ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０9、某温度下，反应CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)达平衡时，ΔH为负值，要提⾼CO的转化率，可采取的⽅法是（）A.加⼤总压⼒B.减⼩总压⼒C.使⽤催化剂D.降低温度10、常温常压下，NH4Cl(s)吸热分解为NH3⽓体和HCl⽓体，其反应的ΔH、ΔS、ΔG应为（）A.ΔS<０,ΔH<０,ΔG<０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG<０C.ΔS>０,ΔH>０,ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０11、C(s)+O2(g)=CO2(g), ΔH1=-393.5kJ/mol;C(s)+1/2O2(g)=CO(g), ΔH2=-110.5kJ/mol ;则CO(g) +1/2O2(g) =CO2(g)的反应热ΔH3为( )A.-514.0 kJ/molB.283.0 kJ/molC.-283.0kJ/mol12、某温度下，反应H2(g)+Br2(g)2HBr(g)的平衡常数Kp= 4.0×10-2，则反应HBr(g)1/2H2(g)+1/2Br2(g) 平衡常数Kp＝（）A.１/（４×１０－２）B. 0.5×４×１０－２C. １/(４×１０－２)1/2D. (４×１０－２)1/213、反应：2H2O(l) 2H2(g)+O2(g), ΔH?=571.8kJ/mol, 则ΔHf?H2O(l)=( )A,285.9kJ/mol B.571.8 kJ/mol C.-571.8 kJ/mol D.-285.9 kJ/mol14、在放热反应中，温度增⾼10℃将会（）A.不影响反应B.使平衡常数增加C.降低平衡常数D.不改变反应速度15、有助于反应3O22O3△rHm=69000 cal（1caL = 4.1868J）进⾏的条件是（）A.⾼温和⾼压B.⾼温和低压C.低温和⾼压D.多加臭氧16、密闭容器中的反应4NH3（g）+ 5O2（g）4NO（g）+ 6H2O（g），在此平衡体系中加⼊惰性⽓体以增加系统的压⼒，这时（）A.NO平衡浓度增加B. NO平衡浓度减少C.加快正反应速度D. 平衡时NH3和NO的量并没有变化17、在绝对温度T时，某⼀反应的吉布斯⾃由能变是△G，焓变是△H，则该反应的熵变△S 是：（）A. (△G-△H)/TB. (△H-△G)/TC. T(△G-△H)D. T(△H-△G)18、某基元反应2A（g）+B（g）=C（g），将2moL A（g）和1moL B（g）放在1L容器中混合，问A与B开始反应的速率是A、B都消耗⼀半时速率的⼏倍（）A. 0.25B. 4C. 8D. 相等19、当⼀个反应的速率常数k的⾃然对数与绝对温度的倒数作图时，直接影响直线斜率的因素是（）。

第5章 化学热力学和化学动力学基础

第5章 化学热力学和化学动力学基础

该式代表在标准态时，1molH2(g)和1molI2(g)完全反应生成 2 molHI(g)，反应放热25.9kJ。
标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号 r H m 表示。
2. 书写和应用热化学方程式时注意事项：
(1)明确写出反应的计量方程式，计量系数可以是整数，也 可以是分数。
2013-8-7 20
对 r Gm的影响；
4、掌握化学平衡的概念、化学平衡移动的规律及标
准平衡常数的相关计算。
2
生产中的两个问题：
化学反应的方向、程度和能量变化问题 化学反应进行的速率问题 解决方法
化学热力学 化学动力学
2013-8-7
3
5.1 基本概念
5.1.1化学计量系数和化学反应进度 对于一般的化学反应：
2013-8-7 24
掌握
3. 标准摩尔生成焓 f H m
在一定温度、标准压力下，由元素的稳定单质生成 1mol某物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，用 符号 f H m (T)表示。
298.15K时温度T 可以省略。单位：kJ· -1 mol 由标准摩尔生成焓的定义可知，任何一种稳定单质的 标准摩尔生成焓都等于零。 H m (H2，g)= 0， f f H m(O2，g)=0。但对于有不同晶态的固体单质来说，只有 稳定态单质的标准摩尔生成焓才等于零。 f H m (石墨)=0， 而 f H m (金刚石)=1.9 kJ· -1。同时规定 f H m(H+,aq)=0, mol 其它离子可按此计算。
2013-8-7 11
5.2.3 热力学第一定律
定义：自然界的一切物质都具有能量；能量有各种不同的形
式，能够从一种形式转化为另一种形式；在转化过程中， “能量不生不灭，总值不变”。能量守恒与转化定律应用于 热力学系统，就称为热力学第一定律。

第五章 化学热力学基础

第五章 化学热力学基础

吉布斯自由能 G，状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，
而与变化的途径无关。 4. 掌握化学热力学的主要应用：判断化学反应方向和限度，利 用盖斯定律计算反应焓、反应熵和反应自由能，吉布斯－亥姆 霍兹方程，范特霍夫等温方程等。
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：用热力学的定律、原理和方法研究化学 过程的能量变化、过程的方向与限度。
R---气体常量，其取值（包括单位）随p和V单位不同
而变化，使用时要注意正确取值。R= 8.314L∙kPa∙mol-1∙K-1
= 8.314 m3∙Pa∙molБайду номын сангаас1∙K-1 = 8.314 J∙mol-1∙K-1 。
理想气体状态方程式的应用：
(1) 计算p，V，T，n四个物理量之一 （例5-3, 5, 6）
示。指溶质的质量和溶液的质量之比。 浓度是强度量，不具有加和性，与溶液的取量无关。
5-2-4 气体
气体的最基本特征：具有可压缩性和扩散性。可分为
实际气体和理想气体。理想气体被假设为分子之间没有相
互作用力，气体分子本身没有体积。当实际气体的压力不 大，温度又不低时，可当作理想气体来处理。 1. 理想气体状态方程式 pV = nRT
5-3 化学热力学的四个重要状态函数
5-3-1 热力学能(内能)
1、热力学能(U)：系统内各种形式的能量的总和，包括分子的 动能，分子内电子运动的能量、原子核内的能量、分子间作用 能……等等。 ①U是状态函数，任何系统在一定状态下内能是一定的。 ②内能的绝对值无法确定；
③始态、终态一定，热力学能的变化量U一定。
1） 开放体系
2） 封闭体系 3） 孤立体系
既有能量交换，又有物质交换；

化学反应中的热力学基础和动力学特征

化学反应中的热力学基础和动力学特征

化学反应中的热力学基础和动力学特征化学反应是物质变化中的一种，它发生的基础是分子间的化学键的形成和断裂。

在化学反应中，物质的热力学特征和动力学特征是非常重要的。

本文将会从这两个方面，深入探讨化学反应的本质。

一、热力学基础热力学是研究热和其他形式的能量之间转化关系和其对物质的影响的学科。

在化学反应中，热力学基础是指反应热和反应热变化。

反应热是指在一定条件下，反应物完全转变为产物时，释放或吸收的热。

反应热变化是指反应过程中热的变化量，也称为热效应。

反应热和反应热变化可以通过实验来测定，它们的大小可以反映化学反应的激烈程度。

热力学基础可以帮助我们了解化学反应的一些基本情况。

比如，反应热的大小可以反映反应物之间的化学键的强弱，反应热变化可以反映反应物的数量和物质状态。

这些都是我们研究化学反应时必须了解的。

二、动力学特征动力学是研究化学反应速率和速率的影响因素的学科。

在化学反应中，动力学特征是指反应速率和反应机理。

反应速率是指单位时间内反应物和产物浓度的变化量，它可以通过实验来测定。

反应速率和反应物的浓度、温度、表面状态等因素有关。

反应机理是指化学反应的步骤和反应路径。

它可以通过理论计算来推断，也可以通过实验来确定。

动力学特征可以帮助我们深入了解化学反应的本质。

比如，反应速率可以反映反应激烈程度，反应机理可以反映反应物分子之间化学键的形成和断裂的顺序。

这些都是我们研究化学反应时必须了解的。

三、热力学与动力学的关系在化学反应中，热力学和动力学是密不可分的。

热力学特征和动力学特征之间的关系可以帮助我们更好地理解化学反应的本质。

首先，反应热和反应热变化可以反映反应激烈程度。

如果反应热较大，说明反应物之间的化学键较强，反应激烈程度也较高。

反之，反应热较小，则说明反应物之间的化学键较弱，反应激烈程度也较低。

反应热变化也可以反映反应物数量和物质状态，从而反映反应激烈程度。

其次，反应速率也可以反映反应激烈程度。

如果反应速率较快，说明反应激烈程度较高，反应机理也较复杂。

第1章-化学热力学与动力学基础

第1章-化学热力学与动力学基础

Qp0 H 0
(n jH
) 0
f , j pr
(ni
H
0 f
,i
)re
j
i
8H
o f
,CO2
9H
o f
,
H
2O
(
g
)
H o f ,C8H18 (l )
12
.5H
o f
,O2
5074505J / mol 44423kJ
393522J
/ mol
H
o f ,H2O( g )
0 R
298
ni h0f 298i
n
j
h
0 f
298
j
iP
jR
生成物的生成焓之和 反应物的生成焓之和
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
对于理想气体而言，焓只是温度的函数，与压 力无关
假设某化学反应：
n j Rj ni Pi
jR
iP
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
H
0 RT
ni
110.54
kJ / mol
1 2
H2
1 2
I2
HI
25.10
kJ / mol,
h
0 f
298
25.10
kJ / mol
CO
1 2
O2
CO2
282 .96
kJ / mol,
h 282 .96
kJ / mol
2C O2 2CO 221 .08 kJ / mol, h 221 .08 kJ / mol
不是生成焓
反应焓
反应焓
在等温、等压条件下由几种化合物或单质反应 形成生成物时吸收或释放的热量称为反应焓

化学反应热力学和动力学

化学反应热力学和动力学

化学反应热力学和动力学是化学中非常重要的两个方面。

热力学主要研究反应的热效应，包括反应焓、反应熵及反应自由能等；动力学则研究反应的速率及反应机理等。

热力学基础知识热力学反应热效应是指化学反应在一定条件下所放出或吸收的能量变化。

焓（H），是描述系统热力学状态变化的一个重要因素。

焓变（ΔH）是指反应前后系统内部组分发生变化所吸收或放出的热能量，可以通过实验测定反应物和产物的焓值之差来计算。

例如，燃烧丙烷所放出的热量可以表示为：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O ΔH = -2043 kJ/mol反应的熵（S）也是一个描述系统状态变化的重要因素。

熵是物质亚稳态分布（与混乱程度有关）的描述。

对于一个封闭系统，熵的增加总是不可避免的。

焓和熵的变化将影响反应的自由能（G），其可以被定义为系统在恒温恒压条件下能够利用的自由能。

动力学基础知识化学反应的速率是指反应物转化为产物的速度，它可以影响化学反应的最终结果。

化学反应速率的测量是重要的实验手段，它能够得到反应机理的信息以及帮助优化反应条件。

反应速率可以表示为：v = -Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt = k[A]^α[B]^β其中Δ[A]/Δt和Δ[B]/Δt为反应物A和产物B浓度随时间变化的速度，k是速率常数，α和β是反应物浓度的反应级数。

速率常数k是一个特定反应温度下常数，可以从实验数据中得出。

反应速率受许多因素的影响，如温度、浓度、催化剂、表面面积等。

例如，催化剂可以提高反应速率，因为它们能够降低反应物之间的反应能垒。

此外，温度上升可以加快反应速率，因为它可以增加反应物分子之间的碰撞频率。

反应动力学的研究可以帮助人们理解反应的机理，预测反应的结果，以及优化化学反应的条件。

例如，通过研究反应的速率随温度的变化，可以得出反应的活化能（Ea），它是反应物分子间碰撞所需的最小能量，是反应速率的另一个决定因素。

总结热力学和动力学理论是化学反应的基本理论。

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第二章化学热力学基础及化学平衡1. 有一活塞，其面积为60cm2，抵抗3atm的外压，移动了20cm，求所作的功。

(1)用焦耳；(2)用卡来表示。

2. 1dm3气体在绝热箱中抵抗1atm的外压膨胀到10dm3。

计算：(1)此气体所作的功；(2)内能的变化量；(3)环境的内能变化量。

3. 压力为5.1atm，体积为566dm3的流体，在恒压过程中，体积减少到1/2，(1)求对流体所作的功(2)求流体的内能减少365.75kJ时，流体失去的热量？4. 在一汽缸中，放入100g的气体。

此气体由于压缩，接受了2940kJ的功，向外界放出了2.09kJ的热量。

试计算每千克这样的气体内能的增加量。

5. 在1atm、100℃时，水的摩尔汽化热为40.67kJ⋅mol－1，求：1mol水蒸汽和水的内能差？(在此温度和压力下，水蒸汽的摩尔体积取作29.7dm3)6. 某体系吸收了3.71kJ的热量，向外部作了1.2kJ的功，求体系内部能量的变化。

7. 某体系作绝热变化，向外部作了41.16kJ的功，求此体系内能的变化量。

8. 有一气体，抵抗2atm的外压从10dm3膨胀到20dm3，吸收了1254J的热量，求此气体的内能变化？9. 一理想气体在恒定的一大气压下，从10dm3膨胀到16dm3，同时吸热125.4J的热量,计算此过程的∆U和∆H。

10. 在300K时3mol的理想气体等温膨胀，它的内压为8atm，抵抗2atm的恒压力作功，体积增加到4倍，试求W、Q、∆U和∆H。

11. 现有2dm3氮气在0℃及5atm下抵抗1atm的恒外压作等温膨胀，其最后的压力为1atm，假设氮气为理想气体，求此过程的W、∆U、∆H及Q。

12. 在1atm下，2molH2和1molO2反应，在100℃和1atm下生成2mol水蒸汽，总共放出了115.8kJ⋅mol－1热量。

求生成每摩尔H2O(g)时的∆H和∆U。

13. 在25℃和恒压下(1atm)，1/2molOF2同水蒸气反应，反应式如下：OF2(g) + H2O(g) → O2(g) + 2HF(g)放出161.35kJ⋅mol－1的热量，试计算每摩尔OF2同水蒸气反应的∆H和∆U。

14. 当反应: N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)在恒容的弹式量热计内进行，放出热量87.2kJ⋅mol－1，计算：此反应的∆H和∆U是多少？(25℃时)29. 预言下列从左到右的过程，熵是增加的还是减少的？(1) H2O(s) → H2O(l) (2) C(s) + 2H2(g) → CH4(g)(3) 2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g) (4) N2(g,1atm) → N2(g,2atm)(5) CaCO3(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)(6) NaCl(s) → Na+(aq) + Cl－(aq)30. 在1atm及146.5℃下，AgI(α)=AgI(β)是一个可逆转变。

其转换能是6.395kJ⋅mol－1。

问2mol的AgI(β)变为AgI(α)，其熵的变化量∆S是多少？31. 指出下列(1)、(2)、(3)中各对过程中，哪一个熵变更大？试解释。

(1) 0℃的冰变0℃的水蒸汽与0℃的水变成0℃的水蒸汽；(2) 一液体在比已知温度下的蒸汽压要低的外压情况下变成气体与一液体在与已知温度下的蒸汽压相等的外压情况下变成气体；(3) 一气体从30℃可逆地加热到70℃与一同样的气体从30℃不可逆地加热到80℃。

32. 计算25℃由氧及氢生成水蒸汽的熵变化，已知O2的Sө是204.8J⋅mol－1⋅K－1，H2的Sө是130.5J⋅mol－1⋅K－1，H2O的Sө是188.5J⋅mol－1⋅k－1。

33. 正己烷的沸点为68.7℃，在沸点时，汽化热为28.83kJ⋅mol－1，若1mol该液体完全汽化成饱和蒸汽时，其熵变化若干？34. 在一个很大的室内，保持空气在294K，室外的空气在250K时，一小时由壁向外传5058kJ的热量。

求：(1)室内的空气，(2)室外的空气，(3)宇宙三者的熵变化？35. (1)求1g 0℃的冰熔化成同温度的水时，熵的增量？(其中冰的溶解热为334.4J⋅g－1)(2)求1atm下，100℃时1g水蒸发成同温度的水蒸气时熵的增量？(其中水的汽化热为2.253kJ⋅g－1)36. 一定量的理想气体，在一独立的体系中，温度为400K时，作等温可逆膨胀。

在此过程中，从热源吸入836J热量，求：(1)气体的熵变化，(2)热源的熵变化，(3)宇宙的熵变化。

37. 判断下列说法是否正确？为什么？(1) 自发过程是体系的熵减少的过程；(2) 在温度、压力不变时，自发过程为只作pV功时的自由能增加的过程；(3) 自发过程是吸热反应的过程。

41. 已知反应(1)、(2)的∆Gө298分别为∆Gө1＝－142.0kJ⋅mol－1，∆Gө2= －113.6kJ⋅mol－1(1) 16H+ + 2MnO4－+ 10Cl－→ 5Cl2(g) + 2Mn2+ + 8H2O(l)(2) Cl2(g) + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2Cl－试求下面反应的∆Gө8H+ + MnO4－+ 5Fe2+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O(l)42. 已知：H2O2(l)：∆G fө= －118.0kJ⋅mol－1H2O(l)：∆G fө= －236.4kJ⋅mol求下面反应的标准自由能的变化H2O2(l)＝H2O(l)＋1/2O2(g)43. 已知：CH4(g) O2(g) CO2(g) H2O(l)∆Hө－74.82 －－392.9 －285.5 (kJ⋅mol－1)Sө186.01 49.0 51.06 16.75 (J⋅mol－1⋅K－1)试求下面反应的标准自由能的变化∆Gө298CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)44. 已知：CH3OH(g)：∆Gө298= -162.6kJ⋅mol－1CO(g)：∆Gө298= -135.9kJ⋅mol－1试求下面反应的∆Gө298kCO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g)45. 计算下面反应在25℃时的∆Gө、∆Hө、∆Sө。

1/2H2(g) + 1/2Br2(g) → HBr(g)46. 计算下面反应的∆Gө(在25℃时)2C2H6(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 6H2O(l)47. 已知：Fe3O4的∆H fө= -1.117⨯103kJ⋅mol－1,∆G fө= -1.014⨯103kJ⋅mol－1计算25℃时下面反应的∆Gө、∆Hө、∆Sө。

Fe3O4(s) + 4H2(g) → 3Fe(s) + 4H2O(g)48. 已知：H2(g) + 1/2O2(g)H2O(l) ∆Gө= -237.13kJ⋅mol－1H2O(g) + Cl2(g)2HCl(g) + 1/2O2(g)∆Gө= 38.1 kJ⋅mol－1H2O(l)H2O(g) ∆Gө= 8.58 kJ⋅mol－1计算HCl(g)在25℃时的标准生成自由能。

49. 由铁矿石生产铁有两种可能途径：(1) Fe2O3(s) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO2(g)(2) Fe2O3(s) + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3H2O(g)上述哪个反应可在较低的温度下进行？50. 利用298K时的下列数据，估计在1atm下，Fe2O3能用碳来还原的温度。

2C + O2 ＝2CO ∆ r H mө= -221kJ⋅mol－12Fe + 3/2O2 ＝Fe2O3 ∆ r H mө= -820kJ⋅mol－1Sө(C)=5.5J⋅mol－1⋅K－1 Sө(O2)=205J⋅mol－1⋅K－1Sө(Fe2O3)=180J⋅mol－1⋅K－1Sө(Fe)=27J⋅mol－1⋅K－1Sө(CO)=198J⋅mol－1⋅K－151. 利用问题50中对于反应C＋O2＝2CO所给数据和下列数据Ti + O2 ＝TiO2∆Hө=－912kJ⋅mol－1Sө(Ti)=30J⋅mol－1⋅K－1Sө(TiO2)=50.5J⋅mol－1⋅K－1估计反应TiO2 + 2C = Ti + 2CO的温度(以K为单位)52. 氧化银和氧化铜在室温下是稳定的，但在高温空气中不稳定。

试计算在含氧20％（体积）的空气中，Ag2O和CuO发生分解的最低温度。

（假设∆Hө和∆Sө不随温度而变化）53. 计算下列两个反应∆Hө、∆Gө298和∆Sө，并讨论用焦炭还原炼制金属铝的可能性。

2Al2O3(S)＋3C(s) == 4Al(s)＋3CO2(g)Al2O3(S)＋3CO(s) == 2Al(s)＋3CO2(g)55. 写出下列各可逆反应的平衡常数K c的表达式(1) 2NaHCO3(s)Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)(2) CO2(s)CO2(g)(3) (CH3)2CO(l)(CH3)2CO(g)(4) CS2(l) + 3Cl2(g)CCl4(l) + S2Cl2(l)(5) 2 Na2CO3(s) + 5C(s) + 2N2(g)4NaCN(s) + 3CO2(g)56. 在1120℃时CO2 + H2CO + H2O之K p=22CO2CO + O2之K p=1.4⨯10-12求：H2 + 1/2O2H2O的K p。

57. 已知：2800K时反应CO + 1/2O2 → CO2的平衡常数K p=6.443。

求同温度下，下列反应(1)、(2)的K p。

(1) 2CO + O2 → 2CO2(2) CO2 → CO + 1/2O258. 某气体X2Z在通常的温度下稳定，但当加热时，部分离解成气体Z，假设一气体X2Z 样品的最初状态为27℃和1atm，把它放入一固定体积的长颈瓶中，加热到627℃，如果压强增加到4.20atm，问X2Z的离解度为多少？59. 在550℃，平衡时总压强为1atm，光气COCl2部分离解为CO和Cl2。

离解后混合气体每升重0.862g，求光气的离解度？60. 在800℃到1200℃之间，磷蒸气由P4和P2混合组成。

在1000℃和0.200atm下，磷蒸气的密度为0.178g.dm－3。

问在此条件下，P4离解成P2的离解度是多少？61. 3dm3的瓶内装有压强为0.5atm的氯气，再加入0.1mol的PCl5。

求在250℃时PCl5的PCl3 + Cl2，当t=250℃时，K p=1.78)离解度。

(PClO4(g)2NO2(g)。

在某温度和1atm时N2O4的离解百分率为50％，62. 一平衡体系N问压强增加至2atm时，N2O4的离解百分率为多少。