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02第二章 化学热动力学

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!第2章2 化学热力学-化学反应的限度

!第2章2 化学热力学-化学反应的限度

增大体积 降低总压
3 化学平衡的移动
可逆反应： cC+dD yY + z Z △n＝[(y+z)-(c+d)]≠0 J ΔrGm＝ RT ln K 反应商： {c(Y)/c }y {c(Z)/c }z J = ————————— {c(C)/c }c {c(D)/c }d
yY(g)+zZ(g)
{c(Y)/C0}y {c(Z/C0)}z K0 = ──────────── {c(C/C0)}c {c(D/C0)}d
化学热力学
化学平衡
标准平 衡常数
2 化学平衡常数
2 标准平衡常数
如 可逆反应：cC(g)+dD(g) 定义
yY(g)+zZ(g)
{c(Y)/C0}y {c(Z/C0)}z K0 = ──────────── {c(C/C0)}c {c(D/C0)}d
3 化学平衡的移动
压强的影响 可逆反应： cC+dD yY + z Z △n＝[(y+z)-(c+d)]≠0
n > 0，气体分子 n < 0，气体分子 数增加的反应 数减少的反应 压缩体积 增加总压 J>K ,平衡向 J<K ,平衡向 逆反应方向移动 正反应方向移动 均向气体分子数减小的方向移动 J<K ,平衡向 J >K ,平衡向 正反应方向移动 逆反应方向移动 均向气体分子数增加的方向移动
如 可逆反应：cC(g)+dD(g)
范霍夫等温式 ΔrGm=ΔrGm0+RT lnJ
yY(g)+zZ(g)
J——反应商
化学平衡状态时(最小自由能原理)：ΔrGm=0 则ΔrGm0+RT lnJ =0

第二章 化学热力学基础

第二章 化学热力学基础

第二章化学热力学基础2.1 热力学概论2.1.11) 高炉炼铁反应Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 ?2) 汽车尾气污染问题2NO + 2CO = N2 + 2CO2 ？3) 将石墨转化为金刚石C (Graphite) = C (Diamond) ？实现这些化学反应的可能性及反应程度等问题需要化学热力学来解决热力学(themodynamics) ：不需要知道物质的内部结构，只从能量观点出发，专门研究能量相互转变过程中所遵循规律的科学。

热力学将宏观物体作为整体看待，直接以宏观实验与观察为基础，从物体表现出的整体宏观现象上总结抽象出共同的规律作为自然法则，然后进行逻辑推演，进而解释和解决各种有关问题。

其理论支柱是四条热力学基本定律，它们是在漫长的岁月中，总结大量正反两方面的实践经验抽象出的宏观法则。

✓热力学研究各种能量之间的转换关系，如电能和机械能、电能和热能等。

✓热力学研究在各种变化过程中发生的各种能量效应。

✓热力学能判断一定条件下的变化能否发生以及进行到什么程度。

所以，尽管热力学是物理学的分支学科，但其应用范围极其广泛，它可以应用于工程学、化学、生物学等学科。

本章从热力学应用于化学的角度，对热力学的基本原理给予初步简介，仅帮助同学们初步地了解如何从宏观角度解释一些化学问题的方法。

化学热力学利用热力学的基本方法、原理来研究化学变化和与化学变化有关的物理变化中能量的转化或传递的学科。

研究化学反应时，常遇到这样一些问题：当几种物质放在一起时，①它们能发生反应吗？②如果发生反应，能量如何变化？③反应是否可进行到底？④反应速率多大？⑤反应是如何进行的（反应机理）？化学热力学的研究范围:①②③属于化学热力学问题，也就是化学反应的方向、限度以及伴随的能量变化。

而④⑤属于化学动力学问题。

化学热力学的作用：☞预测反应发生的可能性及进行的方向（判据）（热力学第二定律）☞判断反应进行的限度（平衡问题）☞确定化学反应的热效应（热力学第一定律）化学热力学的局限性通过化学热力学的研究，能够比较满意地解决①②③这三个问题，但并不能够解决④⑤这两个问题，体现出化学热力学的局限性，因为：✓热力学的研究对象是宏观物体，对于个别原子、分子等微观粒子的性质是无能为力的。

高一化学必修一第二章知识点总结

高一化学必修一第二章知识点总结

高一化学必修一第二章知识点总结第二章化学反应的热力学一、热力学基础1、热力学定律热力学是研究动力学和热力过程的一门学科，総称为热力学(thermodynamics)，定律是热力学最重要的理论基础，可以概括为：第一定律：能量守恒定律，即能量守恒，能量不会凭空消失，也不会凭空而产生，只能从一种形式转换到另一种形式，总量都是不变的。

第二定律：熵守恒定律，即熵守恒，工作、温度及其它能量的变化只能趋于热量流失的方向，熵值随时间的变化只会增大，不会减小。

二、热化学新计量1、热化学热热化学热定义为随着化学反应发生而产生的热量，或者说，当某一反应进行一次能量变化时，会产生固定数量的热量。

这种能量是反应发生时由吸收或放出的能量的总和，它是反应的量的，不受温度变化的影响。

2、热化学分析热化学分析是利用其来测定反应物和生成物的量，以及酸-碱反应，还原离子反应和加成反应的热量放出量，以此确定反应是否满足II定律。

热化学分析只能在室温下进行，必须先准备偏常气体，即使用实验室仪器将反应物保持在正常状态下。

三、熵变和焓变1、熵变熵变是指物质系统遵熵守恒定律发生的物理量变化所导致的物理热效应，它是指室温下反应发生时，总熵的变化量。

反应发生时，总熵会减小，反应结束时，总熵则会增加。

2、焓变焓变是由热化学热产生的热力学热量，它也可以表示物质系统在改变温度时所能吸收或释放的热量。

焓变是由热化学热产生的热力学热量，它可以表示物质系统在改变温度时所能吸收或释放的热量，它可以用热化学热试剂测定出来，也可以用热力学的方法来测定。

焓的正负也决定了反应体系的热稳定性，负焓变表示反应体系具有热稳定性，正焓变表示反应体系具有热不稳定性。

四、电离平衡电离平衡是气体介质中混合能量的变化，也是电离温度(Ionization Temperature)的概念，它是指气体介质中混合电荷的各种形式的混合能量的动态平衡，温度的变化也会影响电离平衡的状态。

电离平衡的偏移会影响气体分子间的能量交换，从而发生化学反应。

第二章电化学热力学

第二章电化学热力学

根据电位差公式，可得：
则有： 可把与参比电极有关的第二项看成是参比电极的相对电 位，把与被测电极有关的第一项看成是被测电极的相对 电位，上式可简化为： 如果规定参比电极的相对电位为零，则： 而且有：
2.2.3 绝对电位的符号规定
根据绝对电位的定义，通把溶液深处看作是距离金属溶 液界面无穷远处，认为溶液深处的电位为零，把金属与 溶液的内电位差看成是金属相对于溶液的电位降。
2.1.2 出现相间电势的原因 界面层中带电粒子或偶极子的非均匀分布，导致一侧有过剩的 正电荷,另一侧有过剩的负电荷,形成双电层。 （1）剩余电荷层：由于带电粒子(电子或离子)在两相间转移， 导致两相中都出现了剩余电荷，这些剩余电荷或多或少地集中 在界面两侧，就形成了双电层； （ 2）吸附双电层：带有不同符号电荷的粒子(阳离子和阴离子) 在表面层中的吸附量不同，因而在界面层与溶液本体中出现了 符号相反的电荷； （3）偶极子层：偶极分子在界面层中的定向排列; （4）金属表面电位：金属表面因各种 短程力作用而形成的表 面电位差。
相间：两相界面上不同于基体性质的过度层。
相间电位：两相接触时，在两相界面层中存在 的电位差。
产生电位差的原因：荷电粒子(含偶极子) 的非均匀分布 。
2.1.1 相间电势差
两相接触时，由于种种 原因，在两相之间的界 面上，就会产生电势差： （1）金属接触电势 （2）金属-溶液间电势 （电极电势） （3）液体接界电势 （扩散电势） (-) Cu(s) Zn(s)ZnSO4(aq) , CuSO4(aq) Cu(s)Cu(s) (+) 金属-金属 溶液-溶液 金属-溶液
2.1.5 粒子的逸出功(Wi) 将该粒子从实物相内部逸出至表面近处真空中所需要作的 功．逸出功的数值和实物相以及脱出粒子的化学本质有关。 粒子逸出功： 电子逸出功：

第二章动力学

第二章动力学

第二章化学动力学三复习题和习题解答3.1 宏观反应动力学3.1.1判断正误1. 质量作用定律只适用于基元反应。

（）2. 对于平行反应，其产物浓度之比等于速率常数之比。

（）3. 一般来说，活化能较大的反应对温度更敏感。

（）4. 确定动力学速率方程的关键是确定反应级数。

（）5. 确定反应级数的常用方法有积分法和微分法。

（）6. 利用尝试法确定反应级数只适用于简单级数的反应。

（）7.阿伦尼乌斯方程仅适用于基元反应。

（）8. 化学反应的摩尔恒容反应热与正向反应和逆向反应的活化能有一定关系。

（）9. 基元反应的分子数是个微观的概念。

（）10.化学反应的反应级数与反应分子数是一回事。

（）11. 化学反应的反应级数只能是正整数。

（）12. 在工业上，放热的对行反应存在一个最佳反应温度。

（）13. 对于酶催化反应，通常作用条件较温和。

（）14. 不同级数反应的速率常数，其量纲是不一样。

（）15. 不能只利用速率常数的量纲来判断反应级数。

（）16. 不同级数反应的半衰期与浓度的关系是不一样的。

（）17. 若某反应的半衰期与浓度无关，则该反应为零级反应。

（）18. 在一级、二级和三级反应速率方程中，浓度与时间的直线关系是不同的。

（）19. 化学反应动力学主要研究反应的速率与机理问题。

（）20. 通常用瞬时速率表示反应速率。

（）答案除7，10，11，15，17错外，其余都正确。

3.1. 2 选择题1. 基元反应的分子数是个微观的概念，其值（）(a)可为0、l、2、3 (b)只能是1、2、3这三个正整数(c)也可是小于1的数值(d)可正，可负，可为零2. 化学反应的反应级数是个宏观的概念、实验的结果，其值（）(a)只能是正整数(b)一定是大于1的正整数(c)可以是任意值(d)一定是小于1的负数3. 已知某反应的级数是一级，则可确定该反应一定是（）(a)简单反应(b)单分子反应(c)复杂反应(d)上述都不对4. 基元反应2A→B，为双分子反应，此反应的级数（）(a)可能小于2 (b)必然为1(c)可能大于2 (d)必然为25. 某反应速率常数单位是mol·l-1·s-1,该反应级数为（）(a)3级 (b)2级(c)1级 (d)0级6. 某反应物反应了3/4所需时间是反应了1/2所需时间的2倍，则该反应级数为（）(a) 0级 (b) 1级(c) 2级 (d) 3级7. 某反应在指定温度下，速率常数是k=4.62×10-2min-1，反应物的初始浓度为0.1mol·l-1，则该反应的半衰期为（）(a) 15min (b) 30min(c) 150min (d) 不能求解8. 某反应进行时，反应物浓度与时间成线性关系，则此反应的半衰期与反应物初始浓度的关系是（）38(a) 成正比(b) 成反比(c) 平方成反比(d) 无关9. 一个反应的活化能为83.68kJ/mol，在室温27℃时，温度每升高1K，反应速率常数增加的百分数（）(a) 4% (b) 90%(c) 11% (d) 50%10. 反应A + B→C + D 的速率方程r = k[A ][B ]，则反应(a) 是二分子反应(b) 是二级反应，不一定是二分子反应(c) 不是二分子反应(d) 是对A、B 各为一级的二分子反应11. 有关基元反应的描述在下列诸说法中哪一个是不正确的（）(a) 基元反应的反应级数一定是正整数(b) 基元反应是“态－态”反应的统计平均结果(c) 基元反应进行时无中间产物，一步完成(d) 基元反应不一定符合质量作用定律12. 下列有关反应级数的说法中，正确的是（）(a) 反应级数只能是大于零的数(b) 具有简单级数的反应都是基元反应(c) 反应级数等于反应分子数(d) 反应级数不一定是正整数，如果反应物A的初始浓度减少一半，A的半衰期增大1倍，则该反13. 对于反应A P应为（）(a) 零级反应(b) 一级反应(c) 二级反应(d) 三级反应14. 某反应，无论反应物初始浓度为多少，在相同时间和温度时，反应物消耗的浓度为定值，此反应是（）(a)负级数反应(b)一级反应(c) 零级反应(d) 二级反应15. 某反应物反应掉7/8所需的时间恰好是它反应掉1/2所需时间的3倍，则该反应的级数是（）3940 (a ) 零级 (b ) 一级反应(c ) 二级反应 (d ) 三级反应16. 某反应无论反应物的起始浓度如何，完成65%反应的时间都相同，则反应的级数为（ ） (a ) 零级反应 (b ) 一级反应 (c ) 二级反应 (d ) 三级反应17. 某气相化学反应用浓度表示的速率系数c k 和用压力表示的速率系数p k 相等，该反应的半衰期（ ）(a ) 与初始浓度无关 (b ) 与初始浓度成正比 (c ) 与初始浓度成反比 (d ) 与反应温度无关 18. 动力学研究中，任意给定的化学反应 A + B → 2D ，是（ ） (a ) 表明为二级反应 (b ) 表明是双分子反应 (c ) 表示了反应的计量关系 (d ) 表明为基元反应19. 某个反应，其正反应活化能为逆反应活化能的 2 倍，反应时吸热120 kJ·mol -1，则正反应的活化能为（ ）(a ) 120 kJ·mol -1 (b ) 240 kJ·mol -1(c ) 360 kJ·mol -1 (d ) 60 kJ·mol -120. 对于平行反应，各反应的活化能不同，以下措施不能改变主、副产物比例的是 (a ) 提高反应温度 (b ) 延长反应时间 (c ) 加入适当的催化剂 (d ) 降低反应温度答案1 b 2 c 3 a 4 d 5 d 6 b 7 a 8 a 9 c 10 b11 d 12 d 13 c 14 c 15 b 16 b 17 a 18 c 19 b 20b3.1.3 填空题1. 质量作用定律只适于________________反应。

02化学反应动力学

02化学反应动力学


1
1 c A0
1/cA-1/cA0
0
t/ h
5
cA
0.1792
1/cA-1/cA0
1.2922
0
1
2 3 4
0.2332 0.2168 0.2059 0.1996 0.1879
0.3244 0.5686 0.7983 1.0337
6 7 8
0.1723 0.1649 0.1592
1.5157 1.7761 1.9932
vA
vB
A D P
A A* P A* D
A D P
2.2 反应速率方程
步骤名称 含义及处理方法
速率控制步骤 非速率控制步骤
所有反应步骤中最慢的一部 达到平衡或等于速率控制步骤的 反应速率
*
A* D rA rA k 2 cA* cA· cP A A* P =K1 cA* =K 1cA / cp cA
r=0 温度较低 T=T1
反应不发生
化学平衡
2.3 温度对反应速率的影响
获得最佳温度
r ( ) XA 0 E k f ( X A ) E k g ( X A ) 0 T
g ( X A ) E A exp( E / ( RTop )) f ( X A ) E A exp( E / ( RTop ))
6 0.06086
0
1
2
0 0.01636 0.02732
3
0.03662
4 5
0.04525 0.05405
7 8
0.06833 0.07398
试求该反应的速率方程。
dc A rA kc A dt

第二章 化学动力学及其应用

第二章 化学动力学及其应用
0.693 0.693 t1/2 = = − 2 = 7.4 ( h) k 9.36 × 10
(3) 由作图法或线性回归法所得截矩求得第一次注射后 血液中该药物的初浓度C 血液中该药物的初浓度 0 = 0.69 mg/100mL，降至 ，降至0.37 mg/100mL 所需时间
1 0.69 t= ln = 6.7(h) −2 9.36 × 10 0.37 所以必需在第一次注射约6小时后进行第二次注射 小时后进行第二次注射。 所以必需在第一次注射约 小时后进行第二次注射。
机理方程 表示实际反应过程的方程 (1) (2)
O3
O2 + O
O +O3 → 2O2
每一个机理方程都是基元反应， 每一个机理方程都是基元反应，都能运用质量作用 定律
第二节 简单级数反应概要
一、一级反应 反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应是一 级反应。 级反应。 对于反应 A P 反应速率 积分 得
r = kcA cD
α
β
式中k称为速率常数 式中 称为速率常数
五、质量作用定律 对于基元反应 aA + dD P
r=
a d kc A c D
基元反应的反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比， 基元反应的反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比， 的反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比 这个关系就是质量作用定律。 这个关系就是质量作用定律。 反应物浓度的指数 是计量方程式中各反应物的 计量系数 适用范围： 只适用于基元反应 适用范围：
Br2 → 2 Br
Br + H 2 → HBr + H
复杂反应：由几个基元反应组成的反应。 复杂反应：由几个基元反应组成的反应。
三、反应分子数 指参加基元反应的反应物的微粒数。 指参加基元反应的反应物的微粒数。 基元反应的反应物的微粒数 正整数。 反应分子数只能是正整数 反应分子数只能是正整数。 基元反应

化学热力学动力学基础

化学热力学动力学基础

化学热⼒学动⼒学基础第⼆章化学热⼒学基础及化学平衡1. 有⼀活塞，其⾯积为60cm2，抵抗3atm的外压，移动了20cm，求所作的功。

(1)⽤焦⽿；(2)⽤卡来表⽰。

2. 1dm3⽓体在绝热箱中抵抗1atm的外压膨胀到10dm3。

计算：(1)此⽓体所作的功；(2)内能的变化量；(3)环境的内能变化量。

3. 压⼒为5.1atm，体积为566dm3的流体，在恒压过程中，体积减少到1/2，(1)求对流体所作的功(2)求流体的内能减少365.75kJ时，流体失去的热量？4. 在⼀汽缸中，放⼊100g的⽓体。

此⽓体由于压缩，接受了2940kJ的功，向外界放出了2.09kJ的热量。

试计算每千克这样的⽓体内能的增加量。

5. 在1atm、100℃时，⽔的摩尔汽化热为40.67kJ?mol－1，求：1mol⽔蒸汽和⽔的内能差？(在此温度和压⼒下，⽔蒸汽的摩尔体积取作29.7dm3)6. 某体系吸收了3.71kJ的热量，向外部作了1.2kJ的功，求体系内部能量的变化。

7. 某体系作绝热变化，向外部作了41.16kJ的功，求此体系内能的变化量。

8. 有⼀⽓体，抵抗2atm的外压从10dm3膨胀到20dm3，吸收了1254J的热量，求此⽓体的内能变化？9. ⼀理想⽓体在恒定的⼀⼤⽓压下，从10dm3膨胀到16dm3，同时吸热125.4J的热量,计算此过程的?U和?H。

10. 在300K时3mol的理想⽓体等温膨胀，它的内压为8atm，抵抗2atm的恒压⼒作功，体积增加到4倍，试求W、Q、?U和? H。

11. 现有2dm3氮⽓在0℃及5atm下抵抗1atm的恒外压作等温膨胀，其最后的压⼒为1atm，假设氮⽓为理想⽓体，求此过程的W、?U、?H及Q。

12. 在1atm下，2molH2和1molO2反应，在100℃和1atm下⽣成2mol⽔蒸汽，总共放出了115.8kJ?mol－1热量。

求⽣成每摩尔H2O(g)时的?H和?U。

第二章 热力学和反应动力学

第二章 热力学和反应动力学

2 制备反应的示例分析
在过量氧气的条件下， [例1] 在过量氧气的条件下，若用氨催化氧化法制硝 氨氧化所生成的产物是NO 还是NO NO？ 酸，氨氧化所生成的产物是NO？还是NO2？是否可一步 制得NO 制得NO2 [解] 题设条件的反应方程式为 Pt-Rh 1173 K PtO(g)反应 反应1 4NH3(g) +5O2(g) 4NO(g) +6H2O(g)反应1 ＋ 4NO2(g) 反应2 反应2 2O2(g) 假设先发生反应（ ），只生成NO，那么在过量O 假设先发生反应（1），只生成NO，那么在过量O2的 只生成NO 作用下，反应体系中的NO有无可能与O2继续发生反应 作用下，反应体系中的NO有无可能与O NO有无可能与 生成NO （2）生成NO2呢？
若在上反应中加入煤粉， 若在上反应中加入煤粉，用碳的氧化反应与芒 硝热分解反应耦合， 硝热分解反应耦合，这就是工业上用碳还原法 制硫化碱的主要反应： 制硫化碱的主要反应： Na2SO4(s)＋4C(s) Na2S(s)＋4CO(g) ＋ ＋ 反应的 △rHθm = 579.82 kJ·mol-1 △rSθm = 701.68 J·K-1·mol-1 △rGθm = 371.6 kJ·mol-1 反应自发进行的最低温度： 反应自发进行的最低温度： T =△rHθm / △rSθm △ = 579.82 × 1000 / (701.68) = 826.3 K 反应正向自发进行的温度大大降低。 反应正向自发进行的温度大大降低。
[例7]耦合促使氧化还原反应的进行铜是不溶于稀 7]耦合促使氧化还原反应的进行铜是不溶于稀 硫酸的，若供氧充足，则可使铜溶解。 硫酸的，若供氧充足，则可使铜溶解。 分析如下： 分析如下： Cu(s) + 2H+(aq) Cu2+(aq) + H2 (g) △rGθm = 64.98 kJ·mol-1 反应不能自发进行。通入氧气， 反应不能自发进行。通入氧气，则有 H2 (g) + 1／2 O2(g) H2O(l) ／ △rGθm = -237.18 kJ·mol-1 两个反应耦合可得总反应： 两个反应耦合可得总反应： Cu(s) + 2H+(aq) + O2(g) Cu2+(aq) + H2O(l) △rGθm = -172.20 kJ 总反应是能自发进行的。 总反应是能自发进行的。所以单质铜制硫酸铜的反 也可在加热、供氧充足下与稀硫酸反应。 应，也可在加热、供氧充足下与稀硫酸反应。

第二章 基础化学热力学要点

第二章 基础化学热力学要点
第二章 基础化学热力学
热力学 解决两个问题
(1)能量如何转化
(2)方向、限度
动力学：反应如何进行及其速率大小
• 第一节 常用名词 • 体系：被研究的对象
• • •
敞开体系 三种体系 封闭体系 • 孤立体系 • 敞开体系：体系与环境之间既有能量交换，又有物质 交换。 • 封闭体系：体系与环境之间只有能量交换，没有物质 交换。
• 关键点：状态函数的改变量“Δ ” 决定于过程的始终态，与途径无 关。
第二节 热力学第一定律
一、热和功 热力学中能量的传递方式:热和功
1、热（ Q）：是系统与环境间存在温度差而引起的 能量传递。单位：J
正负规定：体系从环境吸热为正，Q 0；
体系向环境放热为负，Q 0 。
2、功（W）：在热力学中，除热以外的其他的 能量传递形式称为功。单位：J 正负规定：体系对环境作功为负，W 0； 体系从环境得功为正，W 0 。 体积功：是体系体积变化反抗外力所作的 功。 W体= -p外 V 非体积功：电功、机械功、表面功等。
o m
1
若反应写成2HI(g)= H2(g) + I2（g），则 o • r H m = _________kJ·mol-1。若反应写成 • 1/2H2(g) + 1/2I2（g）= HI(g) , 则 • H o = ___________kJ·mol-1。
r m
热力学依据：由第一定律知：定压时， H= QP ；而H是状态函数，只与反应的始、 终态有关，而与分几步反应的途径无关。
六、生成焓
• 由元素稳定单质生成１ mol某物质时的热效应。
• f H m • 例如： C（石墨）+ O2（g）= CO2 （g）

第2章 化学反应动力学基础

第2章 化学反应动力学基础

1.3.2 活化能因素： 对于基元反应来说，如果体系中一个组分有两 个以上的基元反应发生，则以活化能最低的发生反 应几率最大，这也是探索历程的一个重要线索依 据，由此因素，我们可以确定基元反应那些反应可 以发生，那些反应的发生可能性最小。
1.3.3 中间物和分子结构因素： 如果能从反应中检验某种中间物，则对反应历 程的确定将起重要作用，某些物质容易捕捉自由 基，反应体系加入这些物质，观察反应速率是否 下降，以判断体系中是否有自由基存在，而自由 基的存在常能导致链反应，此外，所设想的中间 物应与结构化学规律相符合，这就是需要考虑的 结构因素。
cCH3CHO(0)为乙醛的初始浓度。 式中，
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反应级数 当固定乙醛的初始浓度，可见在不同反应时间 测量反应速率时，r与
cCH3CHO 的平方成正比，
即称其时间级数为二级。如果以不同的初始浓
度进行试验，测定反应的初始反应速率，则与 乙醛的初始浓度的一次方成正比，即称为反应 级数为一级。许多反应的时间级数与浓度级数 是相同的，但也有一些不同。
在我们通过考虑三因素后，则基本上对反应的历 程有了某些线索和启发，然后可以进行初步探索 拟定历程，当初步拟定历程后，如何检验所草拟 的历程有一定的正确性和认为可以接受呢？ 这就要求我们必须记住服从下面两个一致性：由 拟定的反应历程所得到的反应动力学方程应该和 由实验得到的动力学方程相一致。由拟定的反应 历程所得到的表观活化能应该和由实验测得的活 化能相一致。
t1/2 =
1 n-1-1 ] [ (2) (n-1)αkcA(0)n-1
上一内容 下一内容
[n(≠1)级反应]
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八、收率、转化率和选择收率 收率是指一个反应过程的产物量占反应物量的 百分数

第二章化学动力学2

第二章化学动力学2

k Ae
Ea / RT
1) 在相同温度下，活化能Ea越小，其k值就越大，
反应速率也就越快；反之亦然。
2) 对同一反应来说，温度越高，k值就越大，反应 速率也越快；反之，温度越低，k值就越小，反应 速率也越慢。
阿伦尼乌斯方程式的应用
Ea ln k ln A RT
可求A, Ea, k, T
碰撞才能发生化学反应，
称“有效碰撞”；
碰撞理论 要点：
浓 1) 反应物分子间只有相互碰撞才可能引发化学反 度 应，反应速率与分子间的碰撞频率有关 能 量 2) 活化分子间的碰撞才有可能发生化学反应
概 3) 活化分子间碰撞时取向适当，才能发生有效碰 率 撞从而引发化学反应
活化分子的最低能量(Ec)与反应物分子
能），然后才可能转化为产物。
与登山运动相比，常把
活化能视为“能垒”，因 为： 活化能低，有利于反应； 活化能高，对反应不利。
化学反应是可逆的，所以常把Ea,1称正反应 活化能，而Ea,2称逆反应活化能。 二者之差便是整个反应过程中系统吸收 和放出的能量差，即反应的反应热。 活化能对化学反应的影 响在于反应快慢，即反应
对于反应 aA(aq) bB(aq) yY (aq) zZ (aq)
V=
=
dξ Vdt
1 dc A
a dt
=
1 dc B
b dt
=
1 dcY
y dt
=
1 dc Z
z dt
3． 2
反应速率的测定
要测量反应速率，可测量不同时间 某一反应物（或产物）的浓度，绘 制浓度随时间的变化曲线，从中求 出某一时刻曲线的斜率（dcB/dt）， 此斜率再乘以ν-1B即为该反应在此 时的反应速率。

化学热力学与化学动力学基础

化学热力学与化学动力学基础
只要其中3个变量确定，理想气体就处于一个“状态” ——故该方程叫做理想气体状态方程
28
温度T和物质的量n的单位是固定不变的，分别为 K和mol，而气体的压力和体积的单位有诸多取法，则 R的单位也跟着有所不同.
P的单位 atm atm Pa KPa Pa
V的单位 L cm3 L L m3
R的取值 0.08206 L.atm.mol-1.K-1 82.06 cm3.atm.mol-1.K-1 0.008 314 L.Pa.mol-1.K-1 8.314 L.KPa.mol-1.K-1 8.314 m3.Pa.mol-1.K-1
饱和溶液中水的质量为
3.018g 0.6744g 2.3436g
288K下NH3在水中的溶解度为
0.6744g 2.3436g 100g /100g(H 2O) 28.78g /100g(H 2O)
26
5.2.4 气体
实际气体
气体
理想气体
理想气体(ideal gas)：气体分子自身无体积，气体分子 之间的平均距离很大，气体分子之间无相互作用力的气 体。或者说：在任何条件下都严格遵守理想气体状态方 程的气体。
5.2.1 体系与环境
系统(systems): 被人为划定的作为研究对象的物质(又 叫体系或物系)。
即：热力学中将研究对象称为体系。
环境(surroundings): 除体系外的物质世界; 环境温度: 298.15K (250C) 环境压力: 标准大气压, p = 760mmHg (毫米汞柱) = 760torr(乇) = 1.01325 x 105Pa (帕斯卡)
（2）化学热力学只能指出化学反应向某个方向进行的可能性， 如果热力学分析指出某反应在指定条件下能够发生，则该 反应有可能成为现实，但是不能指出完成该反应所需要的 时间及反应历程，因此热力学只能计算出反应达到平衡时 的最大产量，而不能告诉我们在某有限时间内的实际产量。

人教版化学选修1-2知识点总结

人教版化学选修1-2知识点总结

人教版化学选修1-2知识点总结
本文对于人教版化学选修1-2的知识点进行了总结，以下是各章节的内容概括：
第一章无机化学基础
介绍了化学的基本概念，原子结构和元素周期律等理论知识。

阐述了化学键的种类和化学反应的基本概念，重点介绍了氧化还原反应和酸碱反应。

第二章化学热力学
介绍了化学热力学的基本概念，如焓、熵、自由能等。

讲解了热力学第一定律和第二定律，解释了化学反应热和热平衡等概念。

第三章化学平衡
介绍了化学平衡的基本概念和化学平衡条件，讲解了化学平衡
常数及其影响因素，包括温度、压力和浓度的变化对化学平衡的影响。

第四章氧化还原反应
深入介绍了氧化还原反应的基本概念和电化学的相关内容，包
括标准电极电位、电动势和电解等内容。

第五章化学动力学
介绍了化学动力学的基本概念和速率方程，以及速率常数和反
应级数等概念，讲解了影响化学反应速率的因素，包括浓度、温度、催化剂等。

第六章化学实验
讲解了常见的化学实验技术，包括物质的分离和纯化、物质的
鉴别和检验、化学计量和化学反应等实验内容，重点介绍了气体的
收集和消耗实验。

第七章高分子材料
介绍了常见的高分子材料，如合成树脂和塑料等，以及塑料的制备和应用领域，探讨了高分子材料与人们日常生活的关系。

第八章化学与能源问题
介绍了化学在能源领域的应用，包括化石燃料的开发和利用、核能和可再生能源的利用等，讨论了化学在能源领域的作用和未来发展前景。

本文列出了各章节的内容概括，供学习化学选修1-2的同学参考，希望本文对大家有所帮助。

第二章化学热力学和化学动力学基础

第二章化学热力学和化学动力学基础

第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础⼀、选择题1、下列叙述中正确的是（）A.反应物的转化率不随起始浓度⽽变；B.⼀种反应物的转化率随另⼀种反应物的起始浓度⽽变；C.平衡常数不随温度变化；D.平衡常数随起始浓度不同⽽变化。

2、化合物A有三种⽔合物，它们的脱⽔反应的Kp分别为A·3H2O（s）= A·2H2O（s）+ H2O（g）Kp1A·2H2O（s）= A·H2O（s）+ H2O（g）Kp2A·H2O（s）= A（s）+ H2O（g）Kp3为使A·2H2O晶体保持稳定（不风化也不潮解），容器中⽔蒸⽓压⼒P H2O应为（）。

A. P H2O> Kp1B. P H2O必须恰好等于Kp1C. P H2O必须恰好等于Kp2D.Kp1 > P H2O> Kp23、已知2H2（g）+ S2（g）= 2H2S（g）Kp12Br2（g）+ 2H2S（g）= 4HBr（g）+ S2（g）Kp2H2（g）+ Br2（g）= 2HBr（g）Kp3则Kp3等于（）。

A.（Kp1/ Kp2）1/2B.（Kp1·Kp2）1/2C. Kp2/ Kp1D. Kp1·Kp24、催化剂能使化学反应速度加快，是因为它：（）A.增⼤了K?值B.增⼤了反应的活化能C.降低了反应的活化能D.增⼤了反应物的浓度5、可逆反应：A(g)+B2(g)AB2(g)，当其它条件不变，增加B的分压时，下列各项增⼤的是（）A.正反应速率常数B.逆反应速率常数C.正反应速率D.化学平衡常数6、已知298.15K时，ΔbHm?(H-H)=436kJ/mol，ΔbHm?（F-F）=158kJ/mol，ΔbHm?（H-F）=566kJ/mol，则反应H2 + F2 = 2HF的ΔrHm?为（）A.538kJ/molB.-538kJ/molC.28kJ/molD.-28kJ/mol>0,达平衡后，若使平衡向右移动7、已知反应C(s)+H可采取的办法是（）A.升⾼温度B.增加压⼒C.加⼊催化剂D.恒温恒容下引⼊⽆关⽓体8、⽔在100℃,1P?下变为⽔蒸汽的ΔH、ΔS、ΔG的情况为（）A.ΔS<０,ΔH>０,ΔG=０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG=０C.ΔS>０,ΔH>０, ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０9、某温度下，反应CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)达平衡时，ΔH为负值，要提⾼CO的转化率，可采取的⽅法是（）A.加⼤总压⼒B.减⼩总压⼒C.使⽤催化剂D.降低温度10、常温常压下，NH4Cl(s)吸热分解为NH3⽓体和HCl⽓体，其反应的ΔH、ΔS、ΔG应为（）A.ΔS<０,ΔH<０,ΔG<０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG<０C.ΔS>０,ΔH>０,ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０11、C(s)+O2(g)=CO2(g), ΔH1=-393.5kJ/mol;C(s)+1/2O2(g)=CO(g), ΔH2=-110.5kJ/mol ;则CO(g) +1/2O2(g) =CO2(g)的反应热ΔH3为( )A.-514.0 kJ/molB.283.0 kJ/molC.-283.0kJ/mol12、某温度下，反应H2(g)+Br2(g)2HBr(g)的平衡常数Kp= 4.0×10-2，则反应HBr(g)1/2H2(g)+1/2Br2(g) 平衡常数Kp＝（）A.１/（４×１０－２）B. 0.5×４×１０－２C. １/(４×１０－２)1/2D. (４×１０－２)1/213、反应：2H2O(l) 2H2(g)+O2(g), ΔH?=571.8kJ/mol, 则ΔHf?H2O(l)=( )A,285.9kJ/mol B.571.8 kJ/mol C.-571.8 kJ/mol D.-285.9 kJ/mol14、在放热反应中，温度增⾼10℃将会（）A.不影响反应B.使平衡常数增加C.降低平衡常数D.不改变反应速度15、有助于反应3O22O3△rHm=69000 cal（1caL = 4.1868J）进⾏的条件是（）A.⾼温和⾼压B.⾼温和低压C.低温和⾼压D.多加臭氧16、密闭容器中的反应4NH3（g）+ 5O2（g）4NO（g）+ 6H2O（g），在此平衡体系中加⼊惰性⽓体以增加系统的压⼒，这时（）A.NO平衡浓度增加B. NO平衡浓度减少C.加快正反应速度D. 平衡时NH3和NO的量并没有变化17、在绝对温度T时，某⼀反应的吉布斯⾃由能变是△G，焓变是△H，则该反应的熵变△S 是：（）A. (△G-△H)/TB. (△H-△G)/TC. T(△G-△H)D. T(△H-△G)18、某基元反应2A（g）+B（g）=C（g），将2moL A（g）和1moL B（g）放在1L容器中混合，问A与B开始反应的速率是A、B都消耗⼀半时速率的⼏倍（）A. 0.25B. 4C. 8D. 相等19、当⼀个反应的速率常数k的⾃然对数与绝对温度的倒数作图时，直接影响直线斜率的因素是（）。

第二章 化学热力学基础.

第二章 化学热力学基础.
30
2.2.3 标准摩尔生成焓
定义：在标准状态下和指定温度下, 由参考状态的单质（最稳定单质）生成1mol 的纯物质时的反应热,称为该物质的标准生成
热或标准摩尔生成焓，
符号 △fHm ，f代表生成(formation)
单位：kJ.mol-1.
热力学规定:参考单质的标准生成热为零。
参考状态的单质（指定单质）： 一般是指 298 K 单质较稳定的形态 任意温度下，任何指定单质的标准摩尔生成焓为 0， 如：
2Fe(s)+
3 2
O2(g)=Fe2O3(s)
f Hm (Fe2O3,s,298.15K) f Hm (CO2,g,298.15K) f Hm (CH4,g,298.15K) f Hm (H2SO4,l,298.15K) f Hm (HCl,g,298.15K)
Ө Ө Ө Ө
Ө
C(石墨)+ O2(g)=CO2(g) C(石墨)+ 2H2(g)=CH4(g) S(斜方)+ 2O2(g)+H2(g)=H2SO4 (l)
1 1 Cl2(g)+ H2(g)= HCl(g) 2 2
2.2.4 标准摩尔燃烧焓
定义：在标准状态下和指定温度下,
化1 mol 物质完全燃烧时的热效应叫做该物
质的标准摩尔燃烧焓，简称标准燃烧热.
，符号 C H m ，c代表燃烧(combustion)
单位：kJ.mol-1.
注意：有机化合物完全燃烧的产物分别为CO2(g) 和H2O(l)
第二章 化学热力学基础
写出一个化学反应方程式，要考虑几方面 的问题？
1、理论上该反应能否发生 2、若反应能发生，伴随着反应将发生多少能量变化 3、反应进行的程度有多大，指定产物在体系中占多大比例 4、反应速度快慢 5、新物质的结构怎样

2-第二章 化学热力学基础及化学平衡

2-第二章 化学热力学基础及化学平衡

② Pi = P总 XB
XB：混合气体B的物质的量分数 XB= —nnB— =—PP—VBV/R—/RT—T =—PP—B
14
2. 标准状态 状态函数中热力学能U及焓H 和吉布斯自由能G 等热 力学函数的绝对值是无法确定的。为了便于比较不同 状态时它们的相对值，需要规定一个状态作为比较的 标准。 符号:在状态函数右上角 “ ”. 如：H 、p 标准状态：是在指定温度T 和标准压力p（100kPa） 下该物质的状态，简称标准态。具体规定如下:
V2 l
10
P外 L1
P外
△L
L2
Fex:外界环境作 用在活塞上的 功
Pex:作用在活塞 上的压力
活塞从L1→L2
(膨胀功) 室温下 系统对环境作功
Pex=P外力 W=-Fex ·△L= -Pex(AL2-AL1)
= -Pex(△V2- △V1)= -Pex △V 膨胀功:△V＞0 等容过程体积功 压缩功:△V ＜0 等于零.
C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g)
解: Q = -68.49kJ 2 = -136.98kJ
Δn=n(C2H6)-[n(C2H4)+n(H2)]=-1mol
W=-PΔV=-ΔnRT= -(-1) 298 8.314 = 2477.6J =2.48kJ
ΔU = Q + W = -136.98 + 2.48 = -134.50kJ
对于1mol反应, ΔUm= -134.50kJ·mol-1
23
练习
1 .某一过程中，放热85kJ，环境做功18kJ，则 系统热力学能变化量为（ B ）kJ。 （A）67 (B) –67 (C) 103 (D) – 103

热效应与焓变

热效应与焓变

§1 热效应与焓变
热力学中的常用术语 体系（敞开、封闭、隔离）和环境 状态和状态函数 途径和过程 热和功 内能
状态函数的性质：
状态Ⅰ (P1, V1, T1) ΔH2 ΔH1 ΔH3 状态Ⅱ (P2, V2, T2)
状态Ⅲ (P3, V3, T3) ΔH1=ΔH2+ΔH3
（1）是单值函数，一个状态由一组确定的状态函数表述； （2）其改变量只与始、终态有关，与途径无关； （3）状态函数的集合（和、差、积、商）也为状态函数。
ΔH1
ΔH
CH3CH2OH(g)
1 2C(g) + 3H2(g) + 2 O2(g)
ΔH 4
ΔH 2
2C(g) + 3H2(g) + O(g)
ΔH 3
2C(g) + 6H(g) + 2O(g)
ΔH = ΔH1 + ΔH + ΔH - ΔH 2 4 3
化学反应的热化学小结： 化学反应的热化学
热效应的定义与测量：焓与焓变（H, ΔH ) ΔH = QP (≈ Qv 等温等压、 ΔV ≈ 0) ΔH的计算: θ ΔH f (T)、键焓 Hess 定律、标准生成焓 ΔH的意义： ΔH < 0 放热反应， 反应容易进行 ΔH > 0 吸热反应， 反应不容易进行
（2-8）
例：CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) ΔHθ=?
1 O (g)=CO(g) 1. C(石墨) +(g)+ 2 2 2 θ
3. C(石墨)+O2(g)=CO2(g)
ΔH1θ=ΔHfθCO(g)
ΔH2 =ΔHfθ H
2 O(g)
ΔH3θ=ΔHfθ CO 4. H2(g)=H2(g) ΔH4θ=ΔHfθ H
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M j G
j r
0 f , 298 j
系统的标准反应吉布斯自由能单位为kJ，ΔG0r,298的“正”值表示必须向系统输入功，“负”值表示反 应能自发进行，并在反应过程中对环境做出净功。 反应处于化学平衡状态时，反应自由能为零。


根据反应物的相态，化学反应可分为均相反 应（气相与气相反应）和多相反应（多种相 态物质的反应）。现以气相均相反应为例， 来说明平衡常数的概念。 aA (g , pA) + bB (g , pB) → cC (g , pC) + dD (g , pD)
Tf i f 298
2、热力学平衡与自由能

燃烧化学反应系统一般是非孤立系统，通常 必须同时考虑环境熵变。因此，在判别其变 化过程的方向和平衡条件时，不能简单地用 熵函数判别，而需要引入新的热力学函数， 利用系统函数值的变化来判别自发变化的方 向，无需考虑环境的变化。这就是亥姆霍兹 （Helmoholtz）自由能和吉布斯（Gibbs）自 由能。
4、热化学定律

在工程实际中常常会遇到有些难于控制和难 于测定其热效应的反应，通过热化学定律可 以用间接方法把它计算出来，这样就不必每 个反应都要做试验来确定其热效应。前述的 基尔霍夫定律也是热化学定律之一。
（1）拉瓦锡-拉普拉斯定律 该定律指出：化合物的分解热，等于它的生 成热，而符号相反。 根据这个定律，我们能够按相反的次序来写 热化学方程式，从而可以根据化合物的生成 热来确定化合物的分解热。
第一节 化学热力学


如果反应放出的全部热量完全用于提高燃 烧产物的温度，则这个温度就叫绝热燃烧 温度。 由于绝热燃烧温度和燃气成分在燃烧研究 中处于重要的地位，因而化学热力学对于 燃烧研究也就很重要。
一、生成热、反应热和燃烧热


所有的化学反应都伴随着能量的吸收或释放。 而能量通常以热量的形式出现。 如果忽略有化学反应的流动系统中动能和势能 的变化，同时除流动功以外没有其它形式的功 交换，则加入系统的热量Q应等于该系统焓的 增加ΔH，即： Q = ΔH
1、生成热


标准生成热定义为：由最稳定的单质物质化 合成标准状态下一摩尔物质的反应热。以 Δh0f,298表示。单位为kJ/mol。 稳定单质的生成热都等于零。

例如：氢H2与碘I2反应的化学方程式可写为： 1/2 H2 (g) + 1/2 I2 (s) = HI (g)； Δh0f,291 = 25.10 kJ/mol。 这里氢H2和碘I2是稳定的单质，故 Δh0f,291=25.10 kJ/mol是HI的标准生成热。符 号g表示气态，s表示固态，相应地，l表示液 态。

吉布斯自由能与压力和温度的关系可推导为
G H G S T T p

称为吉布斯-亥姆霍兹方程。

对某一反应系统，可用类似于标准反应热的定义方 法，定义标准反应吉布斯自由能ΔG0r,298为：
G

0 r , 298
M i G
i f
0 f , 298i
3、燃烧热

一摩尔的燃料和氧化剂在等温等压条件下完 全燃烧释放的热量称为燃烧热，以Δhc表示。 标准状态时的燃烧热称为标准燃烧热，以Δh0c ，298表示，单位为：kJ/mol。

下表列出了某些燃料在等温等压条件下的标 准燃烧热，完全燃烧产物为H2O(l)、CO2 (g) 和N2(g)。需要注意的是，这里的H2O为液态 ，而不是气态。H2O (l)的生成热和H2O (g)的 生成热是不同的。 H2O (l) → H2O (g) ；Δh0f，298 = 44.01 kJ/mol 。 这里Δh0f，298为一摩尔水的汽化潜热。下表列 出的燃烧热，在工程上称为高位热值。

当各反应物的浓度等于1时，则反应速率常数 k在数值上等于化学反应速率，所以k也称为 比速率。不同的反应有不同的反应速率常数 ，它的大小直接反映了速率的快慢和反应的 难易，并取决于反应温度以及反应物的物理 化学性质。

2、反应热

在等温等压条件下，反应物形成生成物时吸 收或释放的热量称为反应热，以Δhr表示，其 值等于生成物焓的总和与反应物焓的总和之 差。在标准状态下的反应热称为标准反应热 ，以Δh0r，298表示，由下式计算，单位为：kJ 。 hr0, 298 M i hf0, 298i M j hf0, 298 j
第二节 化学反应速率
一、浓度及其表示方法

浓度：单位体积中所含某物质的量即为该物 质的浓度。物质的量可以用不同的单位来表 示，故浓度也有不同的表示方法。
1、分子浓度ni
分子浓度指单位体积内含某物质的分子数， 即： ni=Ni/V (m-3) 式中：Ni为某物质的分子数目；V为体积。

2、摩尔浓度ci
F = U – TS ； G = H – TS 式中：F－亥姆霍兹自由能，J； U－内能，J； T－热力学温度，K； S－熵，J/ H－焓，J； G－吉布斯自由能，J。 由于U、T、S、H为状态参数，故F、G也是 状态参数。根据状态参数的特性就可判别过 程变化的方向和平衡条件。
（1）熵判别 对孤立系统或绝热系统： dS ≥0 在孤立系统中，如果发生了不可逆变化，则必定是 自发的，自发变化的方向是熵增的方向。当系统达 到平衡态之后，如果有任何自发过程发生，必定是 可逆的。此时，dS=0。由于孤立系统的内能U、体 积V不变，所以熵判据也可写作： (dS)U,V ≥0 。
2、质量作用定律

质量作用定律：当温度不变时，某化学反应 的反应速率与该瞬间各反应物浓度的乘积成 正比。如果该反应按化学反应方程式的关系 进一步完成，则每种反应物浓度的方次等于 化学方程式中反应物化学计量数。

例如下列化学反应： aA + bB → eE + fF 则质量作用定律可表示为： w=kcAacBb 式中：k为反应速率常数，它与反应物的浓度 无关。n=a+b称为该反应的反应级数。
但下列化学方程式： CO (g) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g) ；Δh0f,298 = -282.84 kJ/mol N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) ；Δh0f,298 = 82.04 kJ/mol 由于CO是化合物，不是稳定单质，故Δh0f,298 = 282.84 kJ/mol不是CO2的标准生成热；N2和H2虽是 稳定的单质，但生成物为2mol的NH3，故Δh0f,298 = 82.04 kJ/mol也不是NH3的生成热。
（2）盖斯定律 1840年，俄国化学家盖斯在大量实验的基础 上指出，不管化学反应是一步完成，还是分 几步完成，该反应的热效应相同。换言之， 反应的热效应只与起始状态和终了状态有关 ，与反应的途径无关。这就是盖斯定律。 该定律表示热化学方程式可以用代数方法做 加减。
二、绝热燃烧温度、自由能、平衡常数
燃烧理论与技术
第二章 化学热力学与 化学动力学



化学热力学是将燃烧作为热力学系统，考察其 初始和最终热力学状态，研究燃烧的静态特性 化学热力学的主要内容一是根据热力学第一定 律，分析化学能转变为热能的能量变化，这里 主要确定化学反应的热效应； 二是根据热力学第二定律分析化学平衡条件及 平衡时系统的状态。

当反应系统在等温条件下进行某一化学反应过 程时，除膨胀功外，不做其它功，此时系统吸 收或释放的热量，称为该反应的热效应。对已 知某化学反应来说，通常所谓热效应如不特别 注明，都是指等压条件下的热效应。

当反应在101.325kPa，298K（25℃）条件下 进行，此时的反应热效应称为标准热效应， 用ΔH0298表示，上标“0”表示标准压力，下标 “298”表示标准温度298K。在压力 101.325kPa，温度TK条件下的生成热表示为 ΔH0T。根据热力学惯例，吸热为正值，放热 为负值。对于系统来讲，只有加入（正值） 或排出（负值）热量，才能保证系统的温度 稳定。

4、摩尔相对浓度xi

摩尔相对浓度指某物质的摩尔数（或分子数 ）与同一体积内总摩尔数（或分子数）的比 值，即： xi=Ni/N总=ni/n总=Mi/M总 式中：N总为容积中总分子数；n总为总分子浓 度；M总为容积中总摩尔数。
5、质量相对浓度fi

质量相对浓度指某物质的质量与同一容积内 总质量之比，即： fi=Gi/G总=ρi/ρ 式中：G总为混合物的质量；ρ为混合物的密 度。
（2）亥姆霍兹自由能判据 在定温、定容、不做其他功的条件下，对系 统任其自燃，则发生变化总是朝着亥姆霍兹 自由能减少的方向进行，直到系统达到平衡 状态。其判据可写作： (dF)T,V ≤0 。
（3）吉布斯自由能判据 在定温、定压、不做其他功的条件下，对系 统任其自燃，则发生变化总是朝着吉布斯自 由能减少的方向进行，直到系统达到平衡状 态。其判据可写作： (dG)T,p ≤0 。

Δhr随温度的变化可由下式给出：
dhr M i C pi M j C pj dT i f j r


这个结果说明，反应热随温度的变化速率等 于反应物和生成物的等压比热容差。此即为 反应热随温度变化的基尔霍夫定律。如要求 两个温度间的反应热的变化，可积分上式。 如果已知标准反应热Δh0r，298，则可计算出任 何温度下的反应热Δhr。
二、化学反应速率 1、定义

化学反应速率指单位时间内反应物浓度的减 少（或生成物浓度的增加）。一般常用符号 w来表示。 采用不同的浓度单位，化学反应速率可分别 表示为： wn=±dn/dt (m-3∙s-1) wc=±dc/dt [mol/(m3∙s)] wρ=±dρ/dt [kg/(m3∙s)]


化学动力学研究的基本任务也有两个：第一 个任务是确定各种化学反应速度以及各种因 素（浓度、温度等）对反应速率的影响，从 而提供合适的反应条件，使反应按人们所希 望的速度进行； 第二个任务是研究各种化学反应机理，即研 究从反应物过渡到生成物所经历的途径。反 应速率的快慢主要决定于化学反应的内在机 理。