第一二章反應基本原理總結

復習、考試需要注意的基本問題1、考試時間：第20~21周（具體時間待核定）2、考試范圍：教學大綱范圍之內。3、考試題型主要有：

1)選擇、填空、判斷、簡答等：考察對基本概念、知識、理論的理解和掌握情況。

2)綜合計算：考察對化學基本理論的綜合應用能力及數(shù)值計算能力，以第二、三、四章為重點。4、期末總成績：期末考試(70%)+平時成績(30%)5、注意事項：

1)考試必須帶計算器（不具有編輯、存儲記憶功能）;

2)需要記憶的常數(shù)：R=8.3145J·mol-1·K-1。答疑QQ群：263699025老師會上傳一些資源共同學們參考同學們留言，老師方便時統(tǒng)一回復集體復習效率最高。第一章熱化學主要知識點：熱力學基本概念熱力學第一定律物質的生成焓、反應的焓變蓋斯定律主要公式：1)反應進度ξ：

ξ=△nB/

νB

2)熱力學第一定律:

ΔU=q+w

3)反應焓變：ΔH=ΔU+pΔV

4)反應標準摩爾焓變:ΔrHm?(T)=∑νBΔf

Hm?(B,T)

ΔrHm?(T)≈ΔrHm?(298.15K)

1.1反應熱及其測量

一、基本概念1、系統(tǒng)/環(huán)境：敞開體系，封閉體系，孤立體系。2、組分/相：3、狀態(tài)/狀態(tài)函數(shù):狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單值函數(shù)，狀態(tài)函數(shù)的改

變量只與始、終態(tài)有關，與途徑無關.例U,H,S,G4、過程/途徑：

二、反應熱效應的測量1、反應熱效應(反應熱):q,qv,,qp2、熱量計:彈式熱量計，可準確測定qv

1.2反應熱的理論計算

一、熱力學第一定律

“在任何過程中能量不能自生自滅，任何過程中總能量恒定不變?！?.熱力學能（U）:是狀態(tài)函數(shù)。2.熱力學能變：△U=q+w——第一定律

q，w都是過程中傳遞的能量,直接與途徑有關,不是狀態(tài)函數(shù).但同一系統(tǒng)的二者之和卻只與始態(tài)、終態(tài)有關,與途徑無關.

注意:不考慮非體積功時，w=△Vp二、反應熱/生成焓/反應焓變

1.恒容過程：qV

=△U

2.絕熱過程：w=△U

3.恒壓過程：恒壓下:w=-p△V

=-p(V2-V1)；q=qp由第一定律：△U=q+w=qp

-p(V2-V1)

qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)

定義：H≡U+pV

所以有:

qp=H2-H1=△H一個化學反應若能分解成幾步來完成，總反應的焓變等于各步分反應的焓變之和。因此：“在恒壓條件下，化學反應的熱效應只與反應的始態(tài)、終態(tài)有關，而與具體反應途徑無關?！?/p>

蓋斯定律是能量守恒定律的一種具體表現(xiàn)形式。4.蓋斯定律三、反應的標準摩爾焓變的計算1、熱力學標準態(tài)與物質的標準摩爾生成焓

熱力學標準態(tài):指定溫度T、標準壓力p?下，1)表現(xiàn)出理想氣體性質的純氣體狀態(tài)為氣態(tài)物質的標準態(tài)；2)處于標準濃度c?時的溶液為溶液的標準態(tài)；3)純液體、純固體本身即為標準態(tài)。其中：p?=100kPa;c?=1mol·dm-3純物質的標準摩爾生成焓:標準態(tài)下，由指定單質反應生成單位物質的量的純物質的反應焓變，為該物質的標準摩爾生成焓，Δf

Hm?。水合離子的標準摩爾生成焓:指定ΔfHm?(H+,aq)=0,再由標準態(tài)下的水合離子反應焓變，得到其它水合離子的標準摩爾生成焓。2、反應的標準摩爾焓變

給定反應：0

=∑νB

B

反應的標準摩爾焓變（Δr

Hm?）：標準態(tài)下，完成1mol反應進度的反應焓變。

Δr

Hm?(298.15K)

=∑νBΔf

Hm?(B,298.15K)

Δr

Hm?(T)≈Δr

Hm?(298.15K)第二章化學反應的基本原理主要知識點：熵及熵變、吉布斯函數(shù)及吉布斯函數(shù)變計算;熱力學第二定律及熱力學等溫方程;

rGm?與K?

的關系及多重平衡規(guī)則;濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響。主要計算公式：

ΔrSm?(298.15K)=∑νB

Sm?(B,298.15K)

ΔrSm?(T

)≈ΔrSm?(298.15K)

ΔrGm?

(298.15K)=∑νBΔfGm?(B,298.15K)

ΔrGm?(T)≈

ΔrHm?

(298.15K)-T·ΔrSm?

(298.15K)

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ

lnK?=-ΔrGm?(T)/RT2.1化學反應的方向和吉布斯函數(shù)變

一.物質標準熵值Sm?大小的一般規(guī)律①同一物質不同相態(tài)：Sg

>Sl

>Ss(不同物質也多成立）②同一物質聚集態(tài)相同,熵值隨溫度升高而增大.③聚集態(tài)和溫度相同時結構復雜的物質比簡單的物質熵值高.④混合物及溶液比純物質熵值高熵值高熵的熱力學定義：△S=q恒溫可逆/T第三定律：S(0K)=0J·mol-1·K-1二.反應熵變的一般計算公式對于一個一般反應：0

=∑νB

B

ΔrSm?=∑νB

Sm,B?

與反應的焓變類似,:

ΔrSm?(T

)≈ΔrSm?(298.15K)關于標準熵要注意:1）純物質的Sm?≥0，——第三定律，熵變定義;2）水合離子的Sm?可以<0，指定Sm?(H+,aq)=0,再根據(jù)水合離子反應的熵變，得到其它水合離子的標準摩爾熵。三.吉布斯函數(shù)與吉布斯等溫方程四.反應自發(fā)性判斷標準由熱力學第二定律可推導出：

ΔrGm

＜0自發(fā)過程，反應正向自發(fā)進行

ΔrGm

=0體系處于平衡狀態(tài)

ΔrGm

>0非自發(fā)過程，反應逆向自發(fā)進行吉布斯函數(shù)定義式：G=H-TS

G是狀態(tài)函數(shù),等溫過程吉布斯函數(shù)變：

ΔrGm=ΔrHm-T·ΔrSm

——吉布斯等溫方程,是最重要的方程之一.五.ΔG與ΔG?之間的關系——熱力學等溫方程對于一般反應：0=ΣνB

B

熱力學等溫方程：ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQQ為反應商：

氣相反應:Q=∏(pB/p?)

νB

溶液反應:Q=∏(cB/c?)

Νb多相反應:aA(l)+bB(aq)=cC(s)+dD(g)Q=(pD/p?)d/(cB/c?)b——不用寫出純液相和純固相.

如果反應在標準態(tài)下進行,則

Q=1,lnQ=0,ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)注意:Δr

H(T)、Δr

S(T)、ΔrG(T)與溫度間關系不同六.反應的吉布斯函數(shù)變的計算指定反應：0=ΣνB

B

(1)298.15K標準態(tài)下

ΔrGm?(298.15K)=∑νB

ΔfG?(B,298.15K)

ΔrGm?(298.15K)=ΔrHm?(298.15K)-298.15ΔrSm?(298.15K)(2)

任意溫度標準態(tài)下

ΔrGm?(T)≈ΔrHm?(298.15K)-T·ΔrSm?(298.15K)(3)任意溫度任意狀態(tài)下

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ2.2化學反應進行的程度和化學平衡一、反應限度的判據(jù)ΔrG(T)=0二、平衡常數(shù)和多重平衡規(guī)則

1.標準平衡常數(shù)反應達到平衡時:ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQeq=0定義標準平衡常數(shù):K?

=Qeq

則:lnK?=-ΔrGm?(T)/RT

R=8.314J/mol/K

最好記??！2.多重平衡規(guī)則確定了總反應與分反應平衡常數(shù)之間的關系：例:反應(1)=反應(2)+2反應(3)-反應(4)-1/3反應(5)則:K1?

=K2?(K3?)2(K4?)-1(K5?)-1/3

三、化學平衡的移動

1.呂·查德里原理

如果改變平衡系統(tǒng)的某一個條件（如濃度、壓力、溫度等），則平衡就會向著減弱這個改變的方向移動。

2.反應商的改變對平衡移動的影響∵ΔrGm(T)

=ΔrGm?(T)

+RTlnQ

ΔrGm?(T)=-RTlnK?∴ΔrG(T)

=-RTlnK?

+RTlnQ=RTln(Q/K?)由此可以得到Q>K?

非自發(fā)反應,平衡逆向移動反應自發(fā)性的Q=K?

平衡狀態(tài)等價判據(jù):Q<K?

自發(fā)反應,平衡正向移動3.反應溫度對平衡移動的影響范特霍夫方程: