无机化学-化学反应的方向

无机化学学习指导第一章化学反应中的质量关系和能量关系[学习指导]1．“物质的量”（n）用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。

2.摩尔质量（M) M = m/n3.摩尔体积（V m）V m = V/n4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V5.理想气体状态方程pV = nRT6.理想气体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νB B8.反应进度（ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。

随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ9.状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。

10.热和功体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。

除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。

11.热力学能（U）体系部所含的总能量。

12.能量守恒定律孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。

13.热力学第一定律封闭体系热力学能的变化：ΔU = Q + WQ > 0, W > 0, ΔU > 0；Q < 0, W < 0, ΔU < 0。

14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡U + pV, Q p = Δr H m15.赫斯定律Q p = ∑Q B , Δr H m = ∑Δr H m(B)B B16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态：pθ= 100kPa下气体：纯气体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。

溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-117.标准摩尔生成焓（）标准态下最稳定的单质─────—→单位物质的量的某物质=18.标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]=Σνi(生成物) + Σνi(反应物)第二章化学反应的方向、速率和限度[学习指导]1.反应速率：单位体积反应进行程度随时间的变化率，即：2.活化分子：具有等于或超过E c能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。

第二章 化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。

① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。

② 热和功（非状态函数）符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度：N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 312N 2 (g) + 32H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－32 ν(NH 3) = 1反应进度1mol ：表示12mol N 2与32mol H 2作用生成1mol NH 3④ 熵：S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小；气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。

若反应①+反应②→反应③，则()()()312r mr m r m H H H θθθ∆=∆+∆若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r mr m r m H H H θθθ∆=∆-∆三、热力学第一定律：U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向(298.15)()r m B f m BH k H B θθν∆=∆∑(298.15)()r m B m BS k S B θθν∆=∑(298.15)()r m B f m BG k G B θθν∆=∆∑(注：指定单质通常为稳定单质的()0f m H B θ∆=，()0f m G B θ∆=()()()()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行：若()0r mG T θ∆<,则反应正向自发进行；若()0r m G T θ∆=,则反应处于平衡状态；若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。

第二章化学反应的能量和方向章节测试题一、是非题1．对于放热的熵减小的反应，必定是高温下自发而低温下非自发的反应。

（）2．Fe(s)和Cl2(l)的Δf Hθm都为零。

（）3．盖斯定律认为化学反应的热效应与途径无关，是因为反应处在可逆条件下进行的缘故。

（）4．体系与环境无热量交换的变化为绝热过程。

（）5．将固体NH4NO3溶于水中，溶液变冷，则该过程的ΔG，ΔH，ΔS 的符号依次为＋、－、－。

（）6．乙醇溶于水的过程中ΔG ＝0。

（）7．CO2(g)的标准摩尔生成焓等于石墨的标准摩尔燃烧热。

（）8．室温下，稳定状态的单质的标准摩尔熵为零。

（）9．如果一个反应的Δr Hθm＞0, Δr Sθm＜0，则此反应在任何温度下都是非自发的。

（）10．一个化学反应的Δr Gθm的值越负，其自发进行的倾向越大，反应速率越快。

（）11．稳定单质的Δf H mθ，Δc H mθ，Δf G mθ，S mθ均为零。

（）12．Δf G mθ像Δr H mθ和Δr S mθ一样，受温度的影响较小。

（）13．石墨的标准摩尔燃烧热与金刚石的标准摩尔燃烧热相等，其值都等于气体二氧化碳的标准摩尔生成热。

（）14．盖斯定律反映了体系状态变化时其焓变只与体系的始态.终态有关,而与所经历的步骤和途径无关。

（）15．凡体系的Δr G mθ＜0的反应都能自发进行。

（）16．系统的状态函数之一发生改变时，系统的状态不一定改变。

（）17．热和功的区别在于热是一种传递中的能量，而功不是。

（）18．功和热都是能量的传递形式，所以都是体系的状态函数。

（）19．化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。

（）20．反应的焓变和反应热是同一概念。

（）二、选择题1．298K ，稳定态单质的S m θ 。

A. 等于零B. 大于零C. 小于零D. 以上三种情况均可能2．若升高温度后，反应的Δr G m θ值升高，则此反应 。

A. Δr H m θ＞ 0B. Δr H m θ ＜0C. Δr S m θ＞ 0D. Δr S m θ＜03．298K ，下列反应的Δr G m θ等于AgCl(s)的Δf G m θ的为 。

第三章化学热力学基础——反应方向与反应限度3.1 什么是化学热力学Fe 2O 3(s) + 3 CO(g) →2 Fe(l) + 3 CO 2(g)为什么不能用同样的方法进行高炉炼铝？NO ，CONO 和CO 是汽车尾气中的有毒成分，它们能否相互反应生成无毒的N 2和CO 2？2NO (g) + 2CO(g) →N 2(g) + 2CO 2 (g)石墨金刚石C (石墨) →C (金刚石)库里南1号？化学热力学的作用：●体系(System)●环境(Surrounding)(一)The system is the sample or reaction mixture in which we are interested. Outside the system are the surroundings. The system plus its surroundings is sometimes called the universe.体系环境能量敞开体系封闭体系孤立体系●封闭体系(closed system)：●敞开体系(open system)：●孤立体系(isolated system)：(二)●热(heat, Q)：Q的符号——体系吸热取正值，放热取负值。

●功(work, W)：Work = (Force) ×(Distance)体积膨胀功W的符号——环境对体系做功取正值，体系对环境做功取负值。

●体积膨胀功：The gas does work as it expands isothermally, but heat flows in torestore the energy lost as work.The gas does no work as it expands isothermally into a vacuum.W = －F ⋅d =－(P ⋅A ) ⋅h = －P ⋅ΔV W =－P ext ⋅ΔV(三)——恒压反应热(Q p)和恒容反应热(Q v)铝热剂(thermite)可引发强烈的放热反应(Al + Fe2O3)，其可熔化所产生的金属铁，并产生“铁花”。

第二章 化学热力学基础本章总目标：1：掌握四个重要的热力学函数及相关的计算。

2：会用盖斯定律进行计算。

3：理解化学反应等温式的含义，初步学会用吉布斯自由能变化去判断化学反应的方向。

各小节目标：第一节：热力学第一定律了解与化学热力学有关的十个基本概念（敞开体系、封闭体系、孤立体系、环境、状态、状态函数、过程、途径、体积功、热力学能），掌握热力学第一定律的内容（△U=Q-W ）和计算。

第二节：热化学1：掌握化学反应热的相关概念：○1反应热——指恒压或恒容而且体系只做体积功不做其它功的条件下，当一个化学反应发生后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应热。

（）。

○2标准生成热——某温度下，由处于标准状态的各元素的指定单质生成标准状态的1mol 某纯物质的热效应。

符号f m H θ∆,单位：1J mol -•或1kJ mol -•）。

○3燃烧热——在100kPa 的压强下1mol 物质完全燃烧时的热效应。

符号：c m H θ∆；单位：1kJ mol -•。

2：掌握恒容反应热△U=Q v -W;恒压反应热Q p =△H恒容反应热和恒压反应热的关系：p V Q Q nRT =+∆3：掌握盖斯定律内容及应用○1内容：一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。

○2学会书写热化学方程式并从键能估算反应热。

第三节：化学反应的方向1：了解化学热力学中的四个状态函数——热力学能、焓、熵、吉布斯自由能。

2：重点掌握吉——赫公式r m r m r m G H T S θθθ∆=∆-∆的意义及计算。

3;建立混乱度、标准摩尔反应焓、标准摩尔反应自由能和标准熵以及标准摩尔反应熵的概念，并学会对化学反应的方向和限度做初步的讨论会运用吉布斯自由能判断反应的自发性。

Ⅱ 习题一 选择题1.如果反应的H 为正值，要它成为自发过程必须满足的条件是（ ） A.S 为正值，高温 B.S 为正值，低温 C.S 为负值，高温 D.S 为负值，低温2.已知某反应为升温时rG 0值减小，则下列情况与其相符的是（ ） A.rS 0<0 B.rS 0>0 C.rH 0>0 D.rH 0<03.该死定律认为化学反应的热效应与途径无关。

第一章：化学反应中的质量关系和能量关系气体、液体属于流态，液体、固体属于凝聚态。

气、液、固三态还可以共存，如：0.01℃、611.6Pa下，水、冰、水蒸气可以共存。

等离子态：高电离的气态粒子，正电荷量和负电荷量相等。

只要急剧加热到2万摄氏度左右，所有物质都呈现等离子态。

等离子体的温度取决于其中重粒子的温度。

因为重粒子的热容量比电子的大。

热（或高温）等离子体：重粒子和电子的温度都很高，而且几乎相等。

冷（或低温）等离子体：电子温度很高，但重粒子温度不高。

如：灯管。

冷等离子体技术更具实用价值：高能量的电子可使反应物分子、原子电离激活为活性粒子而利于反应，而且反应又能在较低的温度下进行。

物质的层次：宇观、宏观、介观、微观。

化学反应是化学研究的核心。

元素：具有相同质子数的一类单核粒子的总称。

核素：具有确定质子数和中子数的一类单核粒子。

同位素：质子数相等而中子数不等的同一元素的原子互称为同位素。

自然界中，单同位素元素少，多同位素元素多。

相对原子质量Ar：元素的平均原子质量与核素C原子质量的1/12之比。

又叫“原子量”。

道尔顿是第一个测定原子量的人。

相对分子质量Mr：物质的分子或特定单元的平均质量与核素C原子的1/12之比。

又叫“分子量”。

物质的量n，单位：摩尔mol。

阿伏加德罗常数NA。

0.012kg C所含的碳原子数目6.022*10 。

在使用摩尔时，一定要指明基本单位。

摩尔质量：M 某物质的质量m除以该物质的物质的量n。

在混合物中，B的物质的量与混合物的物质的量之比，称为B的物质的量分数X ，又称B的摩尔分数。

摩尔体积Vm：某气体物质的体积V除以该气体物质的量n。

物质的量浓度CB：混合物中某物质B的物质的量CB除以混合物的体积V。

理想气体：压力不太大，温度不太低情况下，气体分子间距离大，分子本身的体积和分子间的作用力可以忽略，是近似值，误差在2%内。

理想气体分压定律：混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和，经验规律，称为道尔顿分压定律。