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文档简介
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:
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