化學反應工程第三版

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⑤ 化學反應工程第三版均相反應動力學方程總結

【類別】
定義:在化學反應中，分子破裂成原子,原子重新排列組合生成新物質的過程,稱為化學反應。
實質：是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
在反應中常伴有發光、發熱、變色、生成沉澱物等.判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。根據化學鍵理論，又可根據一個變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學反應。
有五種主要化學反應如下所示：
異構化：(A → B) ：化合物形成結構重組而不改變化學組成物。
化學合成：化合反應
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個復雜產物。（即由兩種或兩種以上的物質生成一種新物質的反應。）
化學分解：分解反應
簡記為：A = B + C ：化合物分解為構成元素或小分子。 （即化合反應的逆反應。它是指一種化合物在特定條件下分解成兩種或兩種以上較簡單的單質或化合物的反應。）
置換反應（單取代反應)
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。（即指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。）
（置換關系是指組成化合物的某種元素被組成單質的元素所替代。置換反應必為氧化還原反應，但氧化還原反應不一定為置換反應。）
根據反應物和生成物中單質的類別，置換反應有以下4種情況：
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
②較活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
③非金屬置換出金屬
④金屬置換出非金屬
（詳細請見置換反應詞條……）
復分解反應（雙取代反應）
簡記為：AB＋CD=AD＋CB ：在水溶液中（又稱離子化的）兩個化合物交換元素或離子形成不同的化合物。(即由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應。)
復分解反應的本質是溶液中的離子結合成難電離的物質（如水）、難溶的物質或揮發性氣體，而使復分解反應趨於完成。酸、鹼、鹽溶液間發生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應的化合物在水溶液中發生電離離解成自由移動的離子,離子間重新組合成新的化合物，因此酸、鹼、鹽溶液間的反應一般是復分解反應。復分解反應是離子或者離子團的重新組合，因為此類反應前後各元素的化合價都沒有變化，所以復分解反應都不是氧化還原反應。
當然還有更多復雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。 化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標准。 但是一些類似的化學反應仍然可以歸類，譬如：
歧化反應 :
指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了「化合價變化上的分歧」，有些升高，有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物，歧化反應只發生在中間價態的元素上。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。
自身氧化還原反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應，歧化反應是自身氧化還原反應的一種，但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。
歸中反應（反歧化反應）:
指的是物質中不同價態的同種元素之間發生的氧化還原反應。即同一元素的價態由反應前的高價和低價都轉化成反應以後的中間價態，在化學反應中元素的價態變化有個規律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價和低價都只能向中間靠攏。歸中反應和歧化反應是兩個『相反』的過程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。
有機反應：指以碳原子化合物為主的各種反應。
氧化還原反應：指兩化合物間的電子轉移（如：單取代反應和燃燒反應）
燃燒反應(初中化學書上也叫氧化反應)：指受質和氧氣的反應。
更多的例子參見化學反應列表（list of reactions）。
[編輯本段]【反應與能量】
能量凈改變
根據熱力學第二定律，任何等溫等壓封閉系統傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應混合物也是如此。比方，對系統中焓的分析可以得到合乎反應混合物的熱力學計算。反應中焓的計算方式採用標准反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。
以一個甲烷在氧中的燃燒反應為例：
CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O
能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數據，才能計算反應物和生成物的能量差。 以 ΔH 表示能量差。Δ (Delta) 表示差異， H 則為焓等於固定壓力下的熱傳導能量。 ΔH 的單位為千焦耳或千卡。
[編輯本段]【放熱反應】
如果 ΔH 計算為負值，則反應能量通常會釋放出來形成熱，即為放熱反應。大多數放熱反應自發發生。比如我們日常所知的燃燒反應就是在空氣中燃燒瓦斯形成熱。
吸熱反應
也有反應是正值的 ΔH 。如果 ΔH 是正值，完成反應須吸收能量。即所謂的吸熱反應。
例外原則
上述法則「放熱反應會自發性產生」通常是事實。 但在某些狀況下卻不是如此。 這發生在降低焓時伴隨熵（混亂度函數）的減少。 正確的法則是自由能是負值時，反應才會自發性產生。 其基本方程式如下：
ΔG = ΔH - TΔS
ΔG 是自由能改變， ΔH 是焓改變，而 ΔS 則為熵改變。
反應中間物
當熱力學企圖回答這個問題：「反應會發生嗎？」，另一個重要問題「反應多快？」卻完全沒有回答。這是因為熱力學或者熱力學平衡試著要了解的是反應混合物初始和結束狀態。因此無法指出反應發生時的過程。這個領域屬於反應動力學的范疇。
反應很少直接產生。通常反應物須碰撞形成活化復合物。碰撞的動能使原始復合反應物獲得更高的能量。這個能量使構成反應的鍵結重組。在一些反應中，反應物可能會構成一些反應中間物後才會形成產物。反應動力學企圖將所有的這些現象作成透視圖。
[編輯本段]【反應條件】
指化學反應所必須或可提高反應速率的方法，如：加熱（△），點燃，高溫，電解，紫外線或催化劑等。
[編輯本段]【反應速率】
化學反應的反應速率是相關受質濃度隨時間改變的的測量。 反應速率的分析有許多重要應用，像是化學工程學或化學平衡研究。 反應速率受到下列因素的影響：
反應物濃度：如果增加通常將使反應加速。
活化能：定義為反應啟始或自然發生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反應愈難以啟始，反應速率也因此愈慢。
反應溫度：溫度提升將加速反應，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應容易發生。
催化劑：催化劑是一種通過改變活化能來改變反應速率的物質。而且催化劑在反應過程中不會破壞或改變，所以可以重復作用。
反應速率與參與反應的物質濃度有關。物質濃度則可透過質量作用定律定量。
[編輯本段]【反應現象】
放熱，吸熱，發光，變色，產生沉澱，生成氣體
[編輯本段]【可逆反應與自發反應】
每個化學反應理論上均是可逆反應。 正反應中定義物質從反應物轉換成產物。 逆反應刖相反，產物轉換成反應物。
化學平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態，因此反應物和產物均會存在。 然而，平衡態的反應方向可透過改變反應狀態改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來預測是產物或反應物形成。
雖然所有的反應在一些范圍內均是可逆的，部份反應仍可歸類為不可逆反應。「不可逆反應」指得是「完全反應」。意思是幾乎所有的反應物均形成產物，甚至在極端狀況下均難以逆轉反應。
另一種反應機制稱為自發反應，是一種熱力學傾向，表示此反應引起總體熵的凈增加。自發反應（相對於非自發反應）不須外在協助（如能量供給）就會產生。在化學平衡的系統中，反應過程中自發反應的方向可預期形成較多的物質。
有機化學中類別較多，有自由基反應，離子型反應；親電反應，親核反應；硝化反應，鹵化反應，磺化反應，氨化反應，醯化反應，氰化反應，加成反應,消去反應,取代反應,加聚反應,縮聚反應等。酸、鹼

⑥ 急求 化學反應工程 第三版 陳甘棠 著 課後答案 下午要交作業

這本書課後答案沒法找，我們學校是老師手寫了一份給我們做參考，而且還不是所有題目都有

⑦ 化學反應工程 吳元欣 著 課後答案

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