第一二章反应基本原理总结

复习、考试需要注意的基本问题1、考试时间：第20~21周（具体时间待核定）2、考试范围：教学大纲范围之内。3、考试题型主要有：

1)选择、填空、判断、简答等：考察对基本概念、知识、理论的理解和掌握情况。

2)综合计算：考察对化学基本理论的综合应用能力及数值计算能力，以第二、三、四章为重点。4、期末总成绩：期末考试(70%)+平时成绩(30%)5、注意事项：

1)考试必须带计算器（不具有编辑、存储记忆功能）;

2)需要记忆的常数：R=8.3145J·mol-1·K-1。答疑QQ群：263699025老师会上传一些资源共同学们参考同学们留言，老师方便时统一回复集体复习效率最高。第一章热化学主要知识点：热力学基本概念热力学第一定律物质的生成焓、反应的焓变盖斯定律主要公式：1)反应进度ξ：

ξ=△nB/

νB

2)热力学第一定律:

ΔU=q+w

3)反应焓变：ΔH=ΔU+pΔV

4)反应标准摩尔焓变:ΔrHmӨ(T)=∑νBΔf

HmӨ(B,T)

ΔrHmӨ(T)≈ΔrHmӨ(298.15K)

1.1反应热及其测量

一、基本概念1、系统/环境：敞开体系，封闭体系，孤立体系。2、组分/相：3、状态/状态函数:状态函数是状态的单值函数，状态函数的改

变量只与始、终态有关，与途径无关.例U,H,S,G4、过程/途径：

二、反应热效应的测量1、反应热效应(反应热):q,qv,,qp2、热量计:弹式热量计，可准确测定qv

1.2反应热的理论计算

一、热力学第一定律

“在任何过程中能量不能自生自灭，任何过程中总能量恒定不变。”1.热力学能（U）:是状态函数。2.热力学能变：△U=q+w——第一定律

q，w都是过程中传递的能量,直接与途径有关,不是状态函数.但同一系统的二者之和却只与始态、终态有关,与途径无关.

注意:不考虑非体积功时，w=△Vp二、反应热/生成焓/反应焓变

1.恒容过程：qV

=△U

2.绝热过程：w=△U

3.恒压过程：恒压下: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)

定义：H≡U+pV

所以有:

qp=H2-H1=△H一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的焓变等于各步分反应的焓变之和。因此：“在恒压条件下，化学反应的热效应只与反应的始态、终态有关，而与具体反应途径无关。”

盖斯定律是能量守恒定律的一种具体表现形式。4.盖斯定律三、反应的标准摩尔焓变的计算1、热力学标准态与物质的标准摩尔生成焓

热力学标准态:指定温度T、标准压力pӨ下，1)表现出理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；2)处于标准浓度cӨ时的溶液为溶液的标准态；3)纯液体、纯固体本身即为标准态。其中：pӨ=100kPa;cӨ=1mol·dm-3纯物质的标准摩尔生成焓:标准态下，由指定单质反应生成单位物质的量的纯物质的反应焓变，为该物质的标准摩尔生成焓，Δf

HmӨ。水合离子的标准摩尔生成焓:指定ΔfHmӨ(H+,aq)=0,再由标准态下的水合离子反应焓变，得到其它水合离子的标准摩尔生成焓。2、反应的标准摩尔焓变

给定反应：0

=∑νB

B

反应的标准摩尔焓变（Δr

HmӨ）：标准态下，完成1mol反应进度的反应焓变。

Δr

HmӨ(298.15K)

=∑νBΔf

HmӨ(B,298.15K)

Δr

HmӨ(T)≈Δr

HmӨ(298.15K)第二章化学反应的基本原理主要知识点：熵及熵变、吉布斯函数及吉布斯函数变计算;热力学第二定律及热力学等温方程;

rGmӨ与KӨ

的关系及多重平衡规则;浓度、压力和温度对化学平衡的影响。主要计算公式：

ΔrSmӨ(298.15K)=∑νB

SmӨ(B,298.15K)

ΔrSmӨ(T

)≈ΔrSmӨ(298.15K)

ΔrGmӨ

(298.15K)=∑νBΔfGmӨ(B,298.15K)

ΔrGmӨ(T)≈

ΔrHmӨ

(298.15K)-T·ΔrSmӨ

(298.15K)

ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQ

lnKӨ=-ΔrGmӨ(T)/RT2.1化学反应的方向和吉布斯函数变

一.物质标准熵值SmӨ大小的一般规律①同一物质不同相态：Sg

>Sl

>Ss(不同物质也多成立）②同一物质聚集态相同,熵值随温度升高而增大.③聚集态和温度相同时结构复杂的物质比简单的物质熵值高.④混合物及溶液比纯物质熵值高熵值高熵的热力学定义：△S=q恒温可逆/T第三定律：S(0K)=0J·mol-1·K-1二.反应熵变的一般计算公式对于一个一般反应：0

=∑νB

B

ΔrSmӨ=∑νB

Sm,BӨ

与反应的焓变类似,:

ΔrSmӨ(T

)≈ΔrSmӨ(298.15K)关于标准熵要注意:1）纯物质的SmӨ≥0，——第三定律，熵变定义;2）水合离子的SmӨ可以<0，指定SmӨ(H+,aq)=0,再根据水合离子反应的熵变，得到其它水合离子的标准摩尔熵。三.吉布斯函数与吉布斯等温方程四.反应自发性判断标准由热力学第二定律可推导出：

ΔrGm

＜0自发过程，反应正向自发进行

ΔrGm

=0体系处于平衡状态

ΔrGm

>0非自发过程，反应逆向自发进行吉布斯函数定义式：G=H-TS

G是状态函数,等温过程吉布斯函数变：

ΔrGm=ΔrHm-T·ΔrSm

——吉布斯等温方程,是最重要的方程之一.五.ΔG与ΔGӨ之间的关系——热力学等温方程对于一般反应：0=ΣνB

B

热力学等温方程：ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQQ为反应商：

气相反应:Q=∏(pB/pӨ)

νB

溶液反应:Q=∏(cB/cӨ)

Νb多相反应:aA(l)+bB(aq)=cC(s)+dD(g)Q=(pD/pӨ)d/(cB/cӨ)b——不用写出纯液相和纯固相.

如果反应在标准态下进行,则

Q=1,lnQ=0,ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)注意:Δr

H(T)、Δr

S(T)、ΔrG(T)与温度间关系不同六.反应的吉布斯函数变的计算指定反应：0=ΣνB

B

(1)298.15K标准态下

ΔrGmӨ(298.15K)=∑νB

ΔfGӨ(B,298.15K)

ΔrGmӨ(298.15K)=ΔrHmӨ(298.15K)-298.15ΔrSmӨ(298.15K)(2)

任意温度标准态下

ΔrGmӨ(T)≈ΔrHmӨ(298.15K)-T·ΔrSmӨ(298.15K)(3)任意温度任意状态下

ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQ2.2化学反应进行的程度和化学平衡一、反应限度的判据ΔrG(T)=0二、平衡常数和多重平衡规则

1.标准平衡常数反应达到平衡时:ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQeq=0定义标准平衡常数:KӨ

=Qeq

则:lnKӨ=-ΔrGmӨ(T)/RT

R=8.314J/mol/K

最好记住！2.多重平衡规则确定了总反应与分反应平衡常数之间的关系：例:反应(1)=反应(2)+2反应(3)-反应(4)-1/3反应(5)则:K1Ө

=K2Ө(K3Ө)2(K4Ө)-1(K5Ө)-1/3

三、化学平衡的移动

1.吕·查德里原理

如果改变平衡系统的某一个条件（如浓度、压力、温度等），则平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

2.反应商的改变对平衡移动的影响∵ΔrGm(T)

=ΔrGmӨ(T)

+RTlnQ

ΔrGmӨ(T)=-RTlnKӨ∴ΔrG(T)

=-RTlnKӨ

+RTlnQ=RTln(Q/KӨ)由此可以得到Q>KӨ

非自发反应,平衡逆向移动反应自发性的Q=KӨ

平衡状态等价判据:Q<KӨ

自发反应,平衡正向移动3.反应温度对平衡移动的影响范特霍夫方程: