第一章化学基础知识

§1.1

理想气体第一章化学基础知识§1.4

酸碱理论§1.3

晶体结构基本概念§1.2

稀溶液的性质§1.5

化学反应速率1.1理想气体1.1.1理想气体的状态方程

符合下面两条假定的气体，叫做理想气体：（1）气体分子的自身体积可以忽略，分子可看成有质量的几何点。

（2）分子间的作用力可以忽略，分子与分子之间、分子与器壁之间的碰撞，可认为是完全弹性碰撞——无动能损失。

在高温和低压下，实际气体分子间的距离相当大，气体分子自身的体积远远小于气体占有的体积。

这时分子间的作用力极弱。

高温和低压下的实际气体很接近理想气体。

故理想气体的这种假定是有实际意义的。理想气体的经验公式Boyle定律

n，T

一定时V

1/pGay-Lussac定律

n，p

一定时V

TAvogadro定律

p，T

一定时V

n

综合以上三式，得pnTV

以R

做比例系数，比例式pnTV

V=pnRT

得pV=nRT

此式即为理想气体状态方程。

则变成等式

则R=8.314J•mol－1•K－1

若压力

p

的单位为Pa，体积V

的单位为m3，温度T

的单位为K，物质的量n

的单位为mol，R称为摩尔气体常数。

则R=

8.314103Pa•dm3•mol-1•K-1

若体积V

的单位为dm3

如用在下面的公式中

式中c

是以mol•dm－3为单位的浓度。p=cRTp=VnRT1.1.2混合气体的分压定律

由两种或两种以上的气体混合在一起，组成的体系，称为混合气体。1.1理想气体

空气是混合气体，其中的O2，N2，CO2

等，均为空气这种混合气体的组分气体。

组成混合气体的每种气体，都称为该混合气体的组分气体。

第i

种组分气体的物质的量用ni

表示，混合气体的物质的量用

n

表示，显然有

n=

nii

第

i种组分气体的摩尔分数用xi表示，则xi=nin

当第

i

种组分气体单独存在，且占有总体积时，其具有的压力，称为该组分气体的分压。

混合气体的体积称为总体积，用V总

表示。

应有关系式

piV总=niRT

第

i种组分气体的分压，用

pi表示

当第

i

种组分气体单独存在，且具有总压时，其所占有的体积，称为该组分气体的分体积。

混合气体所具有的压力，称为总压，用

p总表示。

第

i

种组分气体的分体积，用Vi

表示。

应有关系式

p总Vi

=niRT将N2

和O2

按下图所示混合。2dm3

2105PaO2N2+O2+2dm3N22dm3

2105Pa

p总举例1：按分压的定义p（O2）=2105Pap（N2）=2105Pa

可见p总

=p（N2）

+p（O2）

测得混合气体的p总为4105Pa。1dm32dm3 4dm3

8105Pa2105Pa p总

N2O2N2+O2

+举例2：将N2

和O2

按下图所示混合。根据分压的定义，由波义耳定律得p（O2）=1105Pap（N2）=2105Pa

混合气体的总压为3105Pa

亦有p总

=p（N2）+p（O2）

道尔顿（Dalton）

进行了大量实验，提出了混合气体的分压定律——混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。

此即道尔顿分压定律的数学表达式p总

=

pii分压定律的实质：在混合气体中，组分气体是各自独立的。

故有pi=p总•

xi各组分气体的分压

pi在混合气体的总压

p总

中所占有的比例，应该与其摩尔分数xi一致。

即组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数之积。

例1.1

某温度下，将5

105Pa的H22dm3和4

105Pa的N25dm3充入

10dm3的真空容器中。求各组分气体的分压及混合气体的总压。

对H2而言：V1=2dm3,

p1=5105Pa,V2=10dm3,

p(H2)=p2解：根据分压的定义求组分气体的分压，

同理由道尔顿分压定律p总

=p（H2）

+p（N2）=3105（Pa）

例1.2

常压（1.0105Pa）下，将2.0gH2，11.2gN2和19.2gO2

相混合。求各组分气体的分压。

解：混合气体的总压和组成已知，可用总压和组成求分压。n=

ni=2.0moli因此根据分压与组成的关系式可得溶液中溶质的含量------溶液的浓度浓度的表示方法物质的量浓度质量摩尔浓度摩尔分数质量分数1.2.1溶液的浓度1.2稀溶液的性质一、物质的量浓度

即单位为mol.L-1溶液中溶质B的物质的量nB除以溶液的体积v称为溶质的物质的量浓度，用符号cB

表示。二﹑质量摩尔浓度

溶液中

溶质B的物质的量nB除以溶剂的质量mA即单位为mol.Kg-1对于较稀的水溶液来说，质量摩尔浓度近似等于其物质的量浓度。对于较稀水溶液而言，ρ≈1，m≈mA，代入上式中有三﹑摩尔分数

混合系统中，某组分的物质的量ni与混合物(或溶液)总物质的量n之比即单位为l对溶液（双组分）对于稀溶液，n（质）<<n（剂），故有对于稀的水溶液，则有x（质）

n（质）

n（剂）x（质）

n（质）

n（水）对于1kg溶剂水，则有1kg0.018kg•mol－1x（质）

n（质）

分子是1kg溶剂水所对应的溶质的物质的量，即质量摩尔浓度m。x（质）

1n（质）1kg0.018kg•mol－1分子和分母同时除以1kg故x（质）

b（质）55.5mol•kg－1

这是稀的水溶液中，x（质）与质量摩尔浓度b（质）之间的关系。四﹑质量分数

混合系统中，某组分B质量mB与混合物总质量m之比。即单位为1体积分数[知识拓展]

某组分i的分体积与总体积之比，称为该组分i的体积分数，其数学表达式为Φi=Vi/V如消毒用酒精溶液中酒精体积分数为0.751ppm=1mg/kg=1mg/L=1×10-6

常用来表示气体浓度，或者溶液浓度。

ppm是英文partspermillion的缩写，译意是每百万分中的一部分，即表示百万分之（几），或称百万分率。如1ppm即一百万千克的溶液中含有1千克溶质。ppm与百分率（％）所表示的内容一样，只是它的比例数比百分率大而已。[知识拓展]

ppm浓度

1.2.2饱和蒸气压1.溶剂的饱和蒸气压1.2稀溶液的性质纯水的蒸气压示意图

H2O(l)

H2O(g)

蒸发凝聚蒸发：表面的部分分子克服引力逸出。凝聚：蒸气分子受到吸引或外界压力进入液相。

在密闭容器中，在纯溶剂的单位表面上，单位时间里，有N0

个溶剂分子蒸发到上方空间中。

上方空间里溶剂分子个数逐渐增加，密度增加，压力也增加。

随着上方空间里溶剂分子个数的增加，分子凝聚回到液态的机会增加。

当蒸发速率=凝聚速率，液体和它的蒸气就处于两相平衡状态。此时的蒸气称为饱和蒸气。饱和蒸气压所产生的压力成为饱和蒸气压，简称蒸气压。2.溶液的饱和蒸气压

当溶液中溶有难挥发的溶质时，则有部分液体表面被这种溶质分子所占据。溶剂的表面

溶液的表面难挥发溶质的分子溶剂分子

于是，溶液中，在单位表面上单位时间内蒸发的溶剂分子的数目N

要小于纯溶剂的N0。

这种平衡状态下的饱和蒸气压为p，则有p<p0。

一般性的结论是，在相同的温度下，溶液的饱和蒸气压低于纯溶剂的饱和蒸气压。

在一定温度下，稀溶液的饱和蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压与溶剂的摩尔分数之积。3.拉乌尔定律

其数学表达式为

p=p0

•

x（剂）

用p

表示稀溶液饱和蒸气压下降值，则有p=p0

－p=p0

－p0•

x（剂）

=p0[1－x（剂）]

故有p=p0

•

x（质）

对于稀的水溶液，有结合x（质）

b（质）55.5mol•kg－1

p=p0

•

x（质）p=p0•55.5mol•kg－1b（质）一定温度下，p0

为常数。故上式可以写成

p=k•b

稀溶液饱和蒸气压下降值，与稀溶液的质量摩尔浓度成正比。p=k•b

这是Raoult

定律的又一种表述形式。

式中k

为常数，但不同溶剂k值不同。

各种不同物质的稀溶液，其化学性质各不相同，这是显然的。但稀溶液的某些共性，与溶质的种类无关，只与溶液浓度相关。

稀溶液的依数性：只与溶液的溶质粒子数目有关，而与溶质的本性无关。这些性质包括：溶液的蒸气压下降、溶液的沸点升高、溶液的凝固点下降及溶液的渗透压。当液体的饱和蒸汽压与外界压力相等时，液体开始沸腾。液体沸腾时的温度叫做沸点。纯液体的沸点是恒定的。液体的沸点决定于外界压力。我们把在标准压力(100kPa或1atm)下液体的沸点，叫做标准沸点或正常沸点。一种液体的沸点是指其蒸气压等于外界大气压力时的温度。1.2.3溶液沸点升高1.饱和蒸气压图

物质的饱和蒸气压p，对温度T

做图，即得到物质的饱和蒸气压图。

水，水溶液体系的饱和蒸气压图l1

1.013105l1

水线l2

水溶液线p/Pa

T/KAA′373T1l2从图中可以看出（1）随着温度的升高，水和水溶液的饱和蒸气压都升高。

（2）同一温度，水溶液的饱和蒸气压低于水的饱和蒸气压。

（3）拟使水的饱和蒸气压等于外界大气压力1.013

105Pa，需要

373K，见图中A

点。l1

1.013105l1

水线l2

水溶液线p/Pa

T/KAA′373l2

（4）在373K时，溶液的饱和蒸气压小于外界大气压力1.013105Pa，溶液未达到沸点。

只有当温度升到T1>373K时，溶液的饱和蒸气压才达到1.013105Pa，溶液才沸腾。见图中A′点。A′T11.013105A373/Pa/Kl1p

Tl1

水线l2

水溶液线l2

即T1是溶液的沸点，比纯水的沸点373K高。

可见，由于溶液的饱和蒸气压的降低，导致溶液沸点升高。2.沸点升高计算公式

用Tb

表示沸点升高值，Tb=Tb－T0,b

式中T0,b

纯溶剂的沸点，

Tb

溶液的沸点。比例系数用

kb

表示，则有

Tb=kb•b

而

p

=k•b，

故Tbb

Tb

p

kb

称为沸点升高常数。不同的溶剂kb值不同。

最常见的溶剂是H2O，其kb=0.513

结论:溶液的沸点升高值与其质量摩尔浓度成正比。

kb的单位？？Tb=kb•bkb

的单位为

K•kg•mol－1

例1.3

100g

水中溶有5.0g葡萄糖（C6H12O6），试求所得水溶液的沸点比纯水的升高多少？已知水的kb=0.513K•kg•mol－1。

解：由葡萄糖的化学式C6H12O6可得，其摩尔质量为180g•mol-1。5.0g葡萄糖溶于100g水中，

用m

表示葡萄糖溶液的质量摩尔浓度，则有b=

1000g•kg－1100g180g•mol－15.0g

将质量摩尔浓度b

代入沸点升高公式Tb=kb•b

中，得Tb=0.513K•kg•mol－1

1000g•kg－1100g180g•mol－15.0g求得Tb=0.14K

计算公式成立的条件是：不挥发的非电解质的稀溶液。注意事项：（1）溶质有挥发性的溶液：由后续课程讲授。（2）浓溶液：公式的推出，曾用到稀溶液的条件，即n（质）<<n（剂）。因此浓溶液虽然有沸点升高现象，但定量关系不准确，不能用公式计算。（3）电解质溶液：定量关系不确切，不能用公式计算。

以NaCl为例，其可以解离成为Na+和Cl－。

当NaCl的m

=1mol•kg－1

时，质点浓度似乎是2mol•kg-1。而由于Na+

和

Cl-

之间的相互吸引，又使得发挥作用的质点浓度不足2mol•kg－1。

故对于电解质溶液，定量关系不确切，不能用公式计算。为什么？1.3晶体结构基本概念

生活中常见的金属器材，实验室中的固体试剂，自然界的砂子、岩石等，绝大多数是由晶体构成的。

构成晶体的粒子，包括原子、离子或分子在晶体内部呈周期性有规律排列。

晶体是由原子、分子或离子在空间按一定规律周期性重复排列构成的固体物质。

1.3.2晶体和点阵“重复出现”的最小单位为──两个粒子。

“重复出现”是指，若任意一个最小单位沿着某一方向平移一定距离出现另一个最小单位，则沿着此方向每平移该距离必须出现一个最小单位。

晶体中这种重复出现的最小单位，称为晶体的结构基元。

不同种类的粒子必须全部包含在结构基元中。

每个结构基元用一个几何点表示。例如用位置上的几何点表示则得到空间中有序排列的一组点。也可以用位置上的几何点表示，也得到空间有序排列的一组点。

不论选取哪个点作为基元的代表，得到的一组点都是相同的。

关键是选取的那些点在基元中的位置必须一致。

将结构基元抽象成一个几何点，所得到的空间的一组点，将这一组点，称为晶体的点阵。将点阵的每一个点称为点阵点。

左图是晶体

右图是晶体的点阵

在晶体点阵的每个点阵点上按同一种方式安置结构基元，则得到晶体。

晶体＝点阵+结构基元

晶体的点阵结构基元为和两个粒子。

a图中粒子的种类相同，且每个粒子均处于由3个粒子构成的正三角形的中心。一类粒子处于一个顶角向上的三角形的中心，相当于c图中的红色粒子。

abc

还有一类粒子处于一个顶角向下的三角形的中心，这种粒子相当于右图中的黑色粒子。

我们称这两种粒子的化学环境不一致。

晶体的点阵

种类相同、但化学环境不同的粒子必须全部包含在结构基元中。晶体

两种不同的晶体可能具有同一点阵

点阵更具有代表性

晶体

点阵结构基元为两种粒子。

晶体

点阵结构基元为两种粒子。

晶体

点阵结构基元为两种粒子。这是完全不同的两种晶体

它们具有完全相同的点阵

可见用点阵去研究晶体粒子的排列规律和晶体的对称性更具有代表性。

在点阵中可以找到8个顶点均为点阵点的平行六面体。

下面的讨论围绕如何认清点阵中点阵点的排列规律展开。这种平行六面体称为空间点阵的点阵单位。

点阵单位并不是唯一的，图中的B，C

和D

均属于这样的平行六面体

A只在顶点处有点阵点，因而A

只含有1个点阵点。

只含有1个点阵点的平行六面体点阵单位称为点阵的素单位。

B

含有两个点阵点，C

含有两个点阵点，D

含有4个点阵点。

含有1个以上点阵点的平行六面体点阵单位称为点阵的复单位。

晶体

点阵

晶体

点阵的复单位

晶体

点阵的复单位

将一种素单位上下、左右、前后无限多地并置起来形成空间格子或晶格。

素单位不止一种，所以晶格的形式也有多种。

但一种晶体的点阵是唯一的。

晶格和点阵都可以很好地表示晶体的空间结构规律。

点阵以点表示这种规律。晶格是以直线网格表示这种规律。

根据晶体的结构特点，即晶体所具有的特征对称元素，晶体可以分成7种不同的晶系。1.3.3晶系和点阵型式1.七个晶系晶系名称特征对称元素立方晶系4

条3重对称轴六方晶系1条6重对称轴四方晶系1条4重对称轴或2个互相垂直对称面三方晶系1条3重对称轴

正交晶系3条互相垂直2重轴单斜晶系1条2重轴或1个对称面

三斜晶系无

描述晶格的特征要用平行六面体的

3

个棱长a，b，c及其之间的夹角，，。

a，b，c；，，

称为晶格常数。

其中a和b

的夹角为，a和c

的夹角为，b和c

的夹角为。c

b

a2四方晶系

a=b≠c

a，c

==

=90°3正交晶系

a≠b

≠c

a，b，c

==

=90°

晶系名称晶格常数特征独立晶格常数1立方晶系

a=b=c

a

===90°

各晶系晶格常数的特征、独立的晶格常数见下表所示。

4六方晶系

a=b≠ca，c

==90°=120°5三方晶系

a

=b=c

a，

==

≠90°

晶系名称晶格常数特征独立晶格常数6单斜晶系

a

≠b≠c

a，b，c，

==90°

≠90°7三斜晶系

a

≠b≠c

a，b，c

≠

≠

≠90°

，，体心立方面心立方简单立方14种点阵型式：简单四方

体心四方简单正交体心正交面心正交底心正交简单三斜简单单斜底心单斜简单六方菱面体

面心立方NaCl的点阵类型为CsCl的点阵类型为简单立方。简单立方也称为立方素格。ZnS的点阵类型为面心立方1.4酸碱理论19世纪80年代：阿仑尼乌斯第一次提出了酸碱电离理论。人类对酸碱的认识：17世纪中叶：感性认识－酸有酸味，使石蕊变红，碱有涩味，使石蕊变蓝。18世纪后期：从内在性质认识－拉瓦锡提出氧元素是酸的必要成分。19世纪初叶：发现了盐酸、氢碘酸等－戴维提出氢是酸的基本元素。1923：布朗斯特德—劳瑞的酸碱质子理论。

电离学说明确地给出了酸碱的定义：

酸解离产生的正离子全部是

H+

碱解离产生的负离子全部是

OH－

酸碱电离学理论的局限：无法解释水溶液明显呈碱性的NaCO3，NH3和水溶液明显呈酸性的NH4Cl。

无法解释非水溶液中的酸碱行为：例如液氨中NH4++NH2-=2NH3

1.4.1阿仑尼乌斯理论布朗斯特酸碱理论也成为酸碱质子理论。酸

质子

＋

碱HCl、HAc、NH4+、Al(H2O)6+

等都能给出质子，都是酸Cl-、NH3、Ac-、

[Al(H2O)5(OH)]2+等都能接受质子，都是碱。凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。HClH+

＋

Cl-NH4+H+

＋

NH3HAcH+

＋Ac-[Al(H2O)6]3+H+

＋[Al(H2O)5(OH)]2+

1.4.2布朗斯特酸碱理论1.酸碱的定义

酸HA给出质子后变为它的共轭碱A-，碱A-接受质子后变成它的共轭酸HA，其间可以相互转化。我们称HA和A-为共轭酸碱对。HAA-+H+酸碱质子

有些物质在一定条件下能给出质子，可以作为酸参加反应，在另一种条件下又能接受质子，可以作为碱参加反应，此类物质称为两性物质。例如H2O，HCO3-。①酸碱质子理论中，酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。如HAc、NH4+、HCO3-。②质子理论中没有盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。③有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸。如H2O在第一个反应中是酸，第二个反应中是碱。说明：H2OH+

＋OH-H2O＋H+H3O+质子酸碱理论认为：酸碱反应就是酸碱相互作用，发生质子转移，分别转化为各自的共轭碱与共轭酸的反应，就是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应。例如NH3与HCl之间的酸碱反应：2.酸碱反应半反应1HCl(酸1)Cl-(碱1)＋H+半反应2NH3(碱2)＋H+NH4+(酸2)总反应HCl(酸1)＋NH3(碱2)

NH4+(酸2)＋Cl-(碱1)

阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的。

酸碱质子理论在非水体系，严格地讲在非水质子溶剂中是成功的。

但对非水非质子体系的适用性，却受到了挑战。如Cu2+，Ag+

等不好归类。

对于无质子转移的反应，如极为常见的反应Ag+

+Cl－

=

AgCl也难以讨论。

1.4.3路易斯酸碱理论Lewis

酸碱理论即酸碱电子理论。

凡是在反应中提供电子对的物质都是碱，碱是电子对的给予体。

如OH－，CN－，NH3，F－，Cl－等均属于路易斯碱。1.

理论要点

凡是在反应中接受电子对的物质都是酸，酸是电子对的接受体。

如

H+，BF3，Na+，Ag+

，Al3+等均属于路易斯酸。

酸和碱进行反应，生成物称为酸碱配位化合物。

BF3+F－

=[

BF4

]－酸碱酸碱配位化合物Cu2++4NH3

=[Cu(NH3)4]2+

酸碱酸碱配位化合物H++OH－

=

H2O

酸碱酸碱配位化合物

几乎所有的金属离子都是路易斯酸，阴离子几乎都是路易斯碱，而酸和碱反应的生成物都是酸碱配位化合物。

酸可以与酸碱配位化合物反应，生成另一种酸和另一种酸碱配位化合物。这类反应称为酸取代反应，如

[

Cu(NH3)4]2+

+4H+

=4NH4++Cu2+

酸酸酸碱配位化合物酸碱配位化合物

酸H+取代出酸碱配位化合物

[

Cu(NH3)4]2+中的酸Cu2+，同时生成酸碱配位化合物NH4+

碱可以与酸碱配位化合物反应，生成另一种碱和另一种酸碱配位化合物。这类反应称为碱取代反应，如

[

Cu(NH3)4]2++2OH－

=

Cu(OH)2

+4NH3

碱OH－取代了酸碱配位化合物

[

Cu(NH3)4]2+中的NH3

。

该类反应可以看成两种酸碱配位化合物交换成分，称为双取代反应。NaOH+HCl=NaCl+H2OBaCl2+Na2SO4

=BaSO4+2NaCl

酸碱电子理论的不足之处在于酸碱的特征不明确。2.

酸碱的软硬分类

路易斯酸是电子对接受体，而路易斯碱是电子对给予体。

由于各种酸碱对于电子的控制能力不同，它们的电子云的变形性不同。

据此可以将路易斯酸碱进行软硬分类。

所谓“硬”是指酸或碱对于自身的电子吸引力很强，有能力控制自身的电子云不易被拉动，或者说电子云不易变形。

硬酸是一些半径小，电荷高，电子云变形性小的阳离子，例如IA，IIA族阳离子；B3+，Al3+，Si4+等IIIA，IVA族阳离子；La3+，Ce4+，Ti4+等高电荷小半径的阳离子；

还有Cr3+，Mn2+，Fe3+，Co3+等阳离子。

硬碱的给电原子电负性大，不易给出电子，电子云不易变形，例如H2O，OH－，O2－，F－，Cl－，SO42－，NO3－，

ClO4－，CO32－，Ac－，NH3，RNH2，N2H4等。

所谓“软”是指酸或碱对于自身的电子吸引力较弱，控制自身的电子云的能力较差，电子云易变形。

软酸是一些半径大，电荷低，电子云易变形的阳离子，例如Cu+，Ag+，Au+，Cd2+，Hg2+，Hg22+，Tl+，Pt2+等。

软碱的给电原子电负性小，易给出电子，电子云易变形，例如I－，S2－，CN－，SCN－，CO，C6H6，S2O32－等。

化学反应速率，是以单位时间内浓度的改变量为基础来表示的。1.5

化学反应速率

根据需要可以选取不同的时间单位，因而速率的单位可为mol•dm－3•s－1，mol•dm－3•min－1，

mol•dm－3•h－1等。

对于极慢的过程，时间单位可是天（d），甚至是年（a）。1.5.1平均速率与瞬时速率1.平均速率（时间段）

在定容条件下，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。对生成物：

对反应物：保证了化学反应速率为正值。例如，在给定条件下，合成氨反应：

N2+3H2─→2NH3

起始浓度/mol·L-1

2.0

3.0

0

2s末浓度/mo1·L-1

1.8

2.4

0.4

显然，在这里用三种不同物质表示的速率之比是1：3：2，它们之间的比值为反应方程式中相应物质分子式前的系数比。该反应平均速率若根据不同物质的浓度变化可分别表示为：平均速率用反应中的任何物质表示反应速率，数值上都是一样的。

一个反应只能有一个反应速率，因此须除以反应方程式中相应物质的系数。这样得到的反应速率υ才具有一致的值。对于一般反应：

aA+bB=dD+eE

平均反应速率：

=-ΔcA/aΔt=-ΔcB/bΔt=ΔcD/dΔt=ΔcE/eΔt2.瞬时速率（时间点）

化学反应过程中，反应物浓度不断变化，因此每时每刻的反应速率是不同的。相对平均反应速率，用瞬时速率表示反应速率较为科学。瞬时速率：用某一瞬间反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。对于任一化学反应，瞬时速率例如的N2O5分解反应

2N2O5=4NO2+O2

1.5.2化学反应的速率方程实验证明，有些反应从反应物转化为生成物，是一步完成的，这样的反应称为基元反应。例如：

NO2＋CO→NO＋CO22NO2→2NO＋O2这些反应都是基元反应，又称简单反应。一、基元反应和非基元反应绝大多数反应是多步完成的，这些反应称为非基元反应或复杂反应。例如，反应2N2O5＝4NO2＋O2

是由以下三个步骤组成的：(1)N2O5→N2O3＋O2（慢）(2)N2O3→NO2＋NO（快）

(3)N2O5＋NO→3NO2（快）

这三个基元反应表示了总反应所经历的途径称为反应机理或反应历程。

化学动力学的重要任务之一就是研究反应机理，确定反应历程，揭示反应速率的本质。二、质量作用定律和速率方程实验证明，在一定温度下，基元反应的速率与各反应物的浓度（以化学反应式中的计量系数为指数）的乘积成正比。这就是质量作用定律。如基元反应aA＋bB→gG＋hH

v＝kca(A)cb(B)

（3－4）式（3－4）为质量作用定律的数学表达式，也是基元反应的速率方程。k为速率常数:①可理解为当反应物浓度均为单位浓度时的反应速率②k的大小由反应物的本性决定，与反应物的浓度无关。③相同条件下，k值越大，反应速率越快；④其单位为mol１－﹙ａ＋ｂ﹚•L﹙ａ＋ｂ﹚－１·s﹣１。★改变温度或使用催化剂，k的数值均发生变化。

大多数化学反应是由两个或多个基元反应构成的复杂反应，其反应速率是由最慢的一个基元反应所决定的，如A2+B→A2B的反应，是由两个基元反应构成的。第一步A2→2A（慢反应）第二步2A+B→A2B（快反应）对于这种复杂反应，其反应的速率方程只有通过实验来确定。基元反应aA+bB=gGB=k(cA)a·(cB)ba+b表示该反应的总级数。对于物质A是a级反应，对物质B是b级反应。三、反应级数反应级数可以是整数，也可以是分数或零。①如氨在金属钨的催化下分解为氮和氢的反应

NH3(g)→1/2N2(g)+3/2H2(g)υ＝kc0(NH3)反应级数为0★

零级反应，说明在一定温度下，该反应的速率与反应物的浓度无关。②H2(g)+Cl2(g)→2HCl(g)

反应级数为3/2★在不同级数的反应速率方程中，速率常数的单位的单位不一样。零级反应:=k(cA)0k的量纲为mol·L-1·s-1

一级反应:=kcA；k的量纲为s-1

二级反应:=k(cA)2k的量纲为mol-1·L·s-1

三级反应:=k(cA)3k的量纲为mol-2·L2·s-1★

速率方程式中各反应物的浓度是对气体或溶液而言，固体、纯液体及稀溶液中的溶剂的浓度可视为常数，不必写入速率方程式中。例如：

C(s)+O2(g)==CO2(g)υ＝kc

(O