第二章 化学反应基本的 原理 无机及分析化学.ppt

第二章? 化学反应的基本原理; 学 习 要 求;2.1 化学反应中的能量变化 2.2 化学反应的方向 2.3 化学反应的限度—化学平衡 2.4 化学反应速率; 热力学：研究系统变化过程中能量转化规律的一门科学。其基础是热力学第一定律和热力学第二定律 。;1. 系统与环境;①状态函数与系统的状态相联系，当系统处于一定状态时，系统的各种状态函数有确定的值； ②系统的状态函数之间是相互联系的; ③ 系统由始态（变化前的状态）变到终态（变化后的状态），状态函数的改变量只与变化的始态和终态有关，与变化的途径无关。;系统本身的特性，其数值与物质的量无关。 如：温度、密度等。;3. 过程和途径;状态 I; 当反应正向进行到某一阶段，各物质物质的量 变化为ΔnA、ΔnD、ΔnG、ΔnH；;反应进度与反应式写法有关，而与所选择的物质无关。 ;2.1.2 热力学第一定律;3. 热力学能; 能量守恒定律：自然界中一切物质都具有能量，能量可以从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和保持不变。;Question ;2.1.3 化学反应热; 当化学反应在恒压下进行时测得的热效应称为恒压反应热， 用符号Qp表示。;Qp＝（U2+ｐ2V2）－（U1+ｐ1V1） ; △H = H2－H1= △U + p△V; 一个反应，在恒温恒压（或恒温恒容）条件下，不论一步完成还是分几步完成，总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。;Question ;2.1.4 化学反应焓变的计算 ;2.摩尔反应焓变?rHm与标准摩尔反应焓变?rH?m;3. 热化学方程式; 热力学规定，在指定温度T及标准状态下，由稳定单质生成1mol某物质时反应的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓, 以?fH?m(T)表示，单位为J·mol?1或kJ·mol?1。;?fH?m (H2, g, 298 K)＝0， ?fH?m (O2, g, 298 K)＝0， ?fH?m (C,石墨, 298K)＝0 ， ?fH?m(C, 金刚石,298K)＝1.895 kJ·mol?1。 ;标准摩尔燃烧焓：在指定温度(T) 标准状态下，1mol物质完全燃烧时反应的焓变，以?cH?m(T)表示, 单位：kJ·mol?1。;a A ＋ d D ＝ g G ＋ h H;Question ;自发过程：不靠外力推动就能自动进行的过程。 ;在298K，标准状态下，大多数放热反应都能自发进行。 HCl(g)＋NH3(g) ?? NH4Cl ?rH?m ＝-177.13 kJ·mol-1 CH4(g)＋2O2(g) →2H2O(l)＋CO2(g) ?rH?m ＝-890.36 kJ·mol-1;;温度是影响过程自发性的重要因素;2.2.2 混乱度熵(S);④ 不同物质，同种聚集态，组成越复杂，熵值越大。 S(NaCl) S(Na2CO3)。;熵增加原理：在孤立系统中发生的任何变化， 总是自发地向熵增加的方向进行。 ;ΔS系统+ΔS环境＞0 自发过程 ΔS系统+ΔS环境 = 0 平衡态 ΔS系统+ΔS环境＜0 非自发过程;3. 标准摩尔反应熵变?rS?m(T); 当反应物和产物都处于标准状态时，反应进度为1mol时的熵变称为反应的标准摩尔熵变，用?rS?m(T) 表示。 ;Question ;Question ;这两个化学反应在指定的条件下都是自发进行的， 但前者?rS?m ＞0，后者 ?rS?m ＜0，;2.2.3 化学反应方向的判断;2.反应自发性的判断;3.标准摩尔生成吉布斯函数与标准摩尔反应吉布斯函数变;Question ;4.温度对?G的影响;低温不自发， 高温自发。;ΔrG Θm （T）;Question ;Question ;2.3 化学反应的限度--化学平衡?;2. 化学平衡;2.3.2 化学平衡常数 ;①气相反应，物质的分压用相对分压(p/p?)表示; ;CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g); ;2.3.3 化学反应等温式;范特霍夫(Vant Hoff)化学反应等温式;?rGm(T) =－RTln K?(T)+ +RTlnQ ;Question ;Question ;Question ;当K?≥108时，正反应进行彻底； 当K?≤10-8时，逆反应进行彻底。 ;2.3.4 化学平衡的移动;1. 浓度对化学平衡的影响