同濟(jì)普化化學(xué)課件第一章復(fù)習(xí)

第一章化學(xué)反應(yīng)的基本規(guī)律第一節(jié)基本概念第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量守恒與能量守恒第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向——熵增加與吉布斯自由能減少第四節(jié)化學(xué)反應(yīng)限度——化學(xué)平衡第五節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)熱力學(xué)化學(xué)動力學(xué)基本概念隔離系統(tǒng)封閉系統(tǒng)敞開系統(tǒng)物質(zhì)交換無無有能量交換無有有狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn):1、體系的狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)的值一定2、體系從一種狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種狀態(tài)，狀態(tài)函數(shù)的變化量只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)，而與變化所經(jīng)歷的途徑無關(guān)。注意Q與W的正負(fù)號：

通常是站在體系的立場來規(guī)定的：

體系從環(huán)境吸熱（獲得能量），Q為正值；體系向環(huán)境放熱（損失能量），Q為負(fù)值。

環(huán)境對體系作功（獲得能量），W為正值;體系對環(huán)境作功（損失能量），W為負(fù)值。另外，熱和功的數(shù)值不僅與變化的始、終態(tài)有關(guān)，還與變化所經(jīng)歷的途徑有關(guān)，所以熱和功不是體系的狀態(tài)函數(shù)1）理想氣體狀態(tài)方程

理想氣體具有如下的方程式關(guān)系：

pV=nRT

在國際單位制中，p的單位是Pa，V的單位是m3，T的單位是K，n的單位是mol，摩爾氣體常數(shù)R的單位及數(shù)值為:8.314J.K-1.mol-1。2）理想氣體分子的特征嚴(yán)格遵守理想氣體狀態(tài)方程的氣體稱為理想氣體。*理想氣體分子間的作用力忽略不計(jì)；*理想氣體分子本身占有的體積忽略不計(jì)。

道爾頓分壓力定律：混合理想氣體的總壓力為各組分在相同溫度和體積下的分壓力之和。分壓力與總壓力的關(guān)系假如容器中有A、B、C……等多種氣體，則：

P=pA+pB+pC+…=Σpi=nRT/V(總壓力等于分壓力之和)pA=xAP,pB=xBP,…pi=xiP(其中：xi=ni/n總稱作摩爾分?jǐn)?shù))化學(xué)反應(yīng)熱力學(xué)化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)1.△U=QV

（恒容熱等于內(nèi)能增量）2.

QP=H2-H1=ΔH

（恒壓熱等于焓的增量）焓：H=U+pV生成焓與反應(yīng)焓的區(qū)別生成焓對物質(zhì)而言，反應(yīng)焓對反應(yīng)而言。從生成焓可以計(jì)算反應(yīng)焓。蓋斯定律

化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱（恒壓或恒容下）只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)而與變化的途徑無關(guān)。例如:始態(tài)C(石墨)+O2(g)終態(tài)CO2(g)

CO(g)+1/2O2(g)

ΔrHm,1ΔrHm,2ΔrHm,3ΔrHm,1=ΔrHm,2+ΔrHm,31、體系的混亂度與熵混亂度：排列的無規(guī)律、不整齊的程度熵：表征體系混亂度的一種狀態(tài)函數(shù)2.吉布斯自由能與反應(yīng)方向G=H–TS等溫、等壓，不做非膨脹功時(shí)，

ΔG=ΔH–TΔS

上式稱為吉布斯—赫姆霍茲公式，從中我們看到，ΔG中包含了ΔH（能量）和ΔS（混亂度）兩方面的影響。焓、熵、吉布斯自由能標(biāo)準(zhǔn)標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成計(jì)算焓變ΔrHΔrHmΔfHmΔrHm=i

ΔfHm(生成物)-j

ΔfHm(反應(yīng)物)熵變ΔrSΔrSmSm(規(guī)定熵)ΔrSm=i

Sm

(生成物)-j

Sm(反應(yīng)物)吉布斯自由能變ΔrGΔrGmΔfGmΔrGm

=iΔfGm

(生成物)-j

ΔfGm(反應(yīng)物)

標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計(jì)算

ΔrGmq

=ΣuΔfGmq(生成物)-ΣuΔfGmq(反應(yīng)物)或：

ΔrGmq=ΔrHmq-TΔrSmq

ΔG判據(jù)：

ΔG<0，能自發(fā)進(jìn)行

ΔG>0，不自發(fā)進(jìn)行，要進(jìn)行需外力推動，但反向是自發(fā)的。

ΔG=0處于平衡狀態(tài)。非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的吉布斯自由能變：ΔrGm=ΔrGm

+RTlnJ上式稱為化學(xué)反應(yīng)范特霍夫等溫式。式中，J為“反應(yīng)商”。對于溶液反應(yīng)，稱其為“相對濃度商”，用Jc表示；對于氣體反應(yīng)，稱其為“相對壓力商”，用Jp表示。1.4平衡常數(shù)

1.實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)

對于平衡反應(yīng)：

aA+bB

cC+dD有量綱2.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K產(chǎn)物反應(yīng)物無量綱3.多重平衡原則當(dāng)幾個(gè)反應(yīng)相加（或相減）得到另一個(gè)反應(yīng)時(shí)，則所得反應(yīng)的平衡常數(shù)等于幾個(gè)反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積或商

----------多重平衡原則4.化學(xué)反應(yīng)等溫方程式rGmq=RTlnKq

rGm=rGmq+RTlnJ

式中，為rGm任意狀態(tài)下的吉布斯自由能變，J為反應(yīng)商。當(dāng)rGm=0時(shí)，有J

＝Kq

即:rGm=RTlnKq

+RTlnJ

因rGm是判斷可逆反應(yīng)是否達(dá)到平衡的判據(jù)，所以，①

當(dāng)J<Kq時(shí)，rGm<0,反應(yīng)將向正方向進(jìn)行②

當(dāng)J=Kq時(shí)，rGm=0,反應(yīng)處于平衡狀態(tài)③

當(dāng)J>Kq時(shí)，rGm>0,反應(yīng)將向逆方向進(jìn)行平衡常數(shù)與化學(xué)反應(yīng)的方向——反應(yīng)商判據(jù)化學(xué)平衡的移動（1）濃度增加反應(yīng)物的濃度(溶液中)或分壓(氣態(tài)時(shí))，平衡向產(chǎn)物方向移動。減小反應(yīng)物濃度（或分壓），平衡逆向移動。

（2）壓力對有氣態(tài)物質(zhì)參與的反應(yīng)（反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不等）而言a.增加總壓力，對分子數(shù)減小的反應(yīng)而言，J<Kq平衡正向（向分子數(shù)減小的方向）移動。減小總壓力，平衡向分子數(shù)增加的方向移動。b.引入惰性氣體，若保持體系體積不變，結(jié)果無影響。若保持體系壓力不變，則對化學(xué)平衡的影響與總壓減小時(shí)相同，即向分子數(shù)增加的方向移動。RTlnKq=rHqmTrSqm兩邊同除-RT，得rGqm

=RTlnKqrGqm=rHqmTrSqm(3)溫度反應(yīng)在T1和T2時(shí)的平衡常數(shù)為K1q

和K2q，則：化學(xué)反應(yīng)動力學(xué)1、化學(xué)反應(yīng)速率AA+BB+CC+DD=0(A,B<0)單位時(shí)間內(nèi)單位體積中反應(yīng)組分物質(zhì)的量的改變值，即：對任一已配平的化學(xué)反應(yīng)方程式，都可寫為反應(yīng)速率v

：恒容下，單位時(shí)間、單位體積內(nèi)的反應(yīng)進(jìn)度。單位是molL1s1化學(xué)動力學(xué)的基本概念2、反應(yīng)級數(shù)1、化學(xué)反應(yīng)速率方程3、基元反應(yīng)：反應(yīng)物只經(jīng)過一步就直接轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物的簡單反應(yīng)。4、復(fù)雜反應(yīng)：并非所有的反應(yīng)都能一步完成，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的反應(yīng)。5、反應(yīng)機(jī)理或反應(yīng)歷程：一個(gè)復(fù)雜反應(yīng)要經(jīng)過若干個(gè)基元反應(yīng)才能完成，這些基元反應(yīng)代表了反應(yīng)所經(jīng)歷的途徑6、質(zhì)量作用定律對于基元反應(yīng)：

aA+bB=cC+dD反應(yīng)速率方程為v=k[c(A)]a[c(B)]b

該速率表達(dá)式稱為質(zhì)量作用定律。對于復(fù)雜的化學(xué)反應(yīng)（非基元反應(yīng)）速率表達(dá)式只能由實(shí)驗(yàn)獲得

!!!反應(yīng)級數(shù)速率系數(shù)(k)單位速率方程例子1s1v=kCH2O22H2O2=2H2O+O22Lmol1s1v=kCH2·CI2H2+I2=2HI3L2mol2s1v=kCNO2·CO22NO+O2=2NO20mo