北师大考研无机化学复习题第三章

第 3 章化学热力学的初步概念与化学平衡一、基本要求1．了解化学变化过程中热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念及测定方法, 会正确书写热化学方程式；2．初步了解焓的概念，知道焓变是化学反应自发过程的一种驱动力；3．会进行有关热化学的一般计算；4．初步了解熵、熵变和绝对熵的概念，知道熵变是化学反应自发过程的另一种驱动力；5．初步了解热力学第一、第二、第三定律的概念；6．初步了解吉布斯自由能及吉布斯-亥姆霍兹方程，学会用其判据化学反应的自发性；7．掌握化学平衡状态及标准平衡常数概念，会进行简单的化学平衡移动判断及有关计算。

二、要点1．化学热力学把热力学的理论、原理、规律以及研究方法，用之于研究化学现象就产生了化学热力学。

它可以解决化学反应中的能量问题、化学反应的方向问题，以及化学反应进行的程度问题。

2．系统与环境系统曾称体系，指化学直接研究的对象，与系统密切相关的部分或与系统相互影响所可及的部分称为环境。

两者之间可以交换物质或能量，据此可把系统分为：①敞开系统：系统和环境之间可以有能量和物质的交换；②封闭系统：系统和环境之间只有能量的交换，而不能有物质的交换；③孤立系统：系统和环境之间既无能量的交换，也无物质的交换。

3．状态和状态函数系统的所有客观性质的综合表现即为系统的状态。

描述系统状态的物理量称之为状态函数。

状态定，状态函数定，即有一定的值；状态变，状态函数的值变。

4．过程和途径系统的状态发生了任意的变化，就说系统发生了一个过程。

分别发生在等温条件下、压强一定条件下和绝热条件下的系统的变化，分别称为“等温过程”、“等压过程”和“绝热过程”。

系统由始态到终态的变化，可经由不同的方式完成，这不同方式即为“途径”。

5．热和功系统和环境间因温度差别引起能量交换，这种被传递的能量称为“热”，用符号Q表示。

并规定当系统吸热时，Q为正值，即Q > 0或ΔQ > 0，放热时Q为负值，即Q < 0或ΔQ < 0。

除此之外，其他在系统和环境之间被传递的能量均叫做“功”，用符号W表示。

并规定当系统对环境做功时，W < 0，反之W > 0。

6．热化学研究物质化学和物理变化过程中热效应的学科叫做热化学。

即对于伴随着化学反应和状态的变化而发生的热的变化的测量、解释和分析。

7．热量计用来测量化学反应热效应的装置。

常用的有测量物质恒容燃烧能的弹式热量计，测量物质恒压反应热等热效应的各种微量热量计和测量物质热容的各种低温热量计。

8．热容指物体温度升高1K所需的热量，单位为J·K-1。

1摩尔物质的热容称摩尔热容，用C m表示，其单位为J·K-1 mol-1。

根据恒容和恒压不同情况，又可分为摩尔恒容热容C v.m和摩尔恒压热容C p.m。

9．热效应物质系统在一定温度下(等温过程)发生物理或化学变化时所放出或吸收的热量称为热效应。

化学反应中的热效应又称为反应热，有生成热、燃烧热、中和热等之分。

10．热力学能曾称内能。

系统内一切能的总和，通常用U表示。

它包括系统内各种物质的分子或原子的位能、振动能、平动能、电子的动能以及核能等等。

它的数值目前尚无法求得，但它是系统的状态函数，系统一定，U一定，系统发生变化后的ΔU可求得。

11．热力学第一定律亦即能量守恒定律，可简述为：任何形式的能量都不能凭空消失，宇宙的能量是恒定的。

它的数学表达式为：U ＝Q－W12．焓和焓变与热力学能有关的、表示物质系统能量的状态函数：H = U＋pV系统的状态一定，每种物质都有特定的焓值，但无法测定它的绝对值。

在化学上，可通过测定恒压下化学反应的热效应，求得生成物和反应物之间的焓变ΔH。

13．标准状态指在1×105 Pa的压力(标准压力)下和某一指定温度下物质的物理状态(例如气态、液态或某种形式的固态)，用θΔH(T)表示。

亦称热力学标准状态, 简称标准态。

它mr对具体物质状态有严格规定：①气体物质的标准态除指物理状态为气态外，还指该气体的压力(或在混合气体中的分压)值为1×105 Pa，即标准压力pθ；②溶液的标准态规定溶质的浓度为1 mol·kg-1，标准态活度的符号为bθ；③液体和固体的标准态是指处于标准态压力下纯物质的物理状态。

14．标准生成焓某温度下,由处于标准状态下的各种元素的最稳定单质通过直接化合反应生成标准状态下单位物质的量(1 mol)某纯物质的热效应，称为标准摩尔生成焓，简称标准生成焓，用θΔH(T)表示。

fm15．热化学方程式用以表示热效应的化学方程式。

书写时应注意到：①明确写出反应的计量方程式；②注明反应物和生成物的物质状态；③注明反应的温度和压力。

16．标准燃烧焓1 mol标准态的某物质完全燃烧(或完全氧化)生成标准状态的产物的反应热效应(简称燃烧焓)，用符号θΔH表示。

cm17．盖斯定律1884年由俄国化学家Hess G. H. (1850-1902) 在一系列热化学研究之后指出：任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步完成的，其热效应都是一样 的，亦即“热效应总值一定定律”。

18．熵和熵变系统内部质点混乱程度或无序程度的量度，是物质的一个状态函数，用S 表示。

当物质的聚集状态发生变化时，其熵值就会改变，在一定条件下每个化学反应都有一定的熵变值，用ΔS 表示。

19．热力学第二定律自然界一条普遍适用的法则：孤立系统有自发向混乱度增大(即熵增)的方向变化的趋势。

20．热力学第三定律0 K 时标准状态理想晶形的物质的熵S θ (0 K)的数值为零，即任何理想晶体(或完美晶体)在零热力学温度的熵值都为零。

因此，熵与焓不同，可以确定物质本义的熵值，即物质的绝对熵S θ，由S θ (0 K)的数值和其他有关热力学数据算得。

21．自由能和自由能变亦即吉布斯自由能。

指可以做有用功的能，是物质的一种基本性质，用符号G 表示(为了纪念美国科学家Gibbs J. W.为此工作的贡献)。

在恒温、恒压下进行的反应，其产生有用功的本领，可用反应前后自由能的变化，即自由能变来说明。

22．标准生成自由能某温度下由处于标准状态的各种元素的最稳定单质生成 1 mol 某纯物质的吉布斯自由能的变量，叫做这种温度下该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能，简称标准生成自由能，用符号θf Δm G 表示。

23．吉布斯-亥姆霍兹公式即把三个热力学函数G 、H 、S 和温度关联在一起的公式ΔG =ΔH - T ΔS ，用以计算并判断化学反应的自由能变ΔG ，若ΔG < 0，则反应是自发过程，若ΔG > 0，反应是非自发过程，ΔG = 0，表示反应处于平衡状态。

24．可逆反应在一定的反应条件下，一个反应既能由反应物质变为生成物，在相同条件下，也能由生成物变为反应物的反应。

原则上，所有的化学反应都有可逆性，只是程度不同而已。

可逆反应必然导致化学平衡状态的实现。

25．化学平衡可逆反应导致双向反应的速率相等时，称系统到达了相对稳定的状态，即ΔG = 0的状态。

表面上平衡状态似乎是反应已经停止，其实正逆反应仍以相同的速率进行，表明化学平衡是一种动态平衡。

26．化学平衡定律在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各生成物的浓度(或分压力)以反应方程式中化学计量数为幂的乘积与各反应物的浓度(或分压力)以反应方程式中化学计量数为幂的乘积之比是一个常数。

该常数即为平衡常数。

显然，K θ值越大，平衡混合物中生成物越多而反应物越少，反之亦然。

任何系统的K θ均为量纲为一的量。

27．化学反应等温式亦即范特荷甫(van’t Hoff)等温式。

用来表达非标准状态下自由能变化(T)θm G r Δ之间关系的式子：Q RT T G T G ln )(Δ)(Δθm r m r +=式中Q 为反应熵，与K θ有相同的表达式，只不过表达式中的浓度或压力不尽是平衡状态下的数值。

当Q = K θ时，Δr G m (T ) = 0，则θθm r ln )(ΔK RT T G -=这是一个非常重要的公式，表达了θm G r Δ与θK 的关系。

28．吕·查德里原理平衡移动遵从的规律：如果对平衡施加外力(浓度、压力和温度)，平衡将沿着减小此外力的方向移动。

三、学生自测练习题1． 是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”）1．1 Fe (s)和Cl 2 (l)的θm H f Δ都为零。

（ ）1．2 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。

（ ）1．3 体系与环境无热量交换的变化为绝热过程。

（ ）1．4 将固体NH 4NO 3溶于水中，溶液变冷，则该过程的ΔG ，ΔH ，ΔS 的符号依次为＋、－、－。

（ ）1．5 乙醇溶于水的过程中ΔG ＝ 0。

（ ）1．6 CO 2(g)的生成焓等于石墨的燃烧热。

（ ）1．7 室温下，稳定状态的单质的标准摩尔熵为零。

（ ）1．8 如果一个反应的0H >θm r Δ,0S <θm r Δ，则此反应在任何温度下都是非自发的。

（ ）1．9 一个化学反应的θm G r Δ的值越负，其自发进行的倾向越大，反应速率越快。

（ ）1．10 平衡常数的数值是反应进行程度的标志，所以对某反应不管是正反应还是逆反应其平衡常数均相同。

（ ）1．11 某一反应平衡后，再加入些反应物，在相同的温度下再次达到平衡，则两次测得的平衡常数相同。

（ ）1．12 在某温度下，密闭容器中反应2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) 达到平衡，当保持温度和体积不变充入惰性气体时，总压将增加，平衡向气体分子数减少即生成NO 2的方向移动。

（ ）2．选择题(选择正确答案的题号填入)2．1 某恒容绝热箱中有CH 4和O 2混合气体，通电火花使它们起反应(电火花的能可以不计)，该变化过程的 （ ）c. ΔU = 0，ΔH < 0d. ΔU < 0，ΔH > 02．2 如果系统经过一系列变化，最后又变到初始状态，则系统的 （ ）a. Q = 0，W = 0，ΔU = 0，ΔH = 0b. Q ≠ 0，W ≠0，ΔU = 0，ΔH = Qc. Q = W ，ΔU = Q - W ，ΔH = 0d. Q ≠ W ，ΔU = Q - W ，ΔH = 02．3 若两个液态组分混合形成理想溶液，则混合过程的 （ ）a. ΔU = 0，ΔH = 0，ΔS = 0，ΔG = 0b. ΔU = 0，ΔH < 0，ΔS < 0，ΔG > 0c. ΔH = 0，ΔU = 0，ΔS > 0，ΔG < 0d. ΔH > 0，ΔU < 0，ΔG < 0，ΔS > 02．4 由图可知下述描述正确的是（ ）a. 该反应为吸热反应b. 反应的焓变为 –Yc. 反应的活化能 =Yd. 反应的ΔH = X + Y 2．5 根据热力学知识，下列定义中不正确的是 （ ）a. H 2 (g)的θm r G Δ= 0b. H + (aq)的θm r G Δ= 0c. H (g)的θm r H Δ= 0d. H 2 (g)的θm r H Δ= 02．6 在下列反应中，焓变等于AgBr(s)的θm f H Δ的反应是 （ ） a. Ag + (aq) + Br - (aq) → AgBr (s)b. 2Ag (s) + Br 2 (g)→2AgBr (s)c. Ag (s) +21Br 2 (g) → AgBr (s) d. Ag (aq) +21Br 2 (g) → AgBr (s) 2．7 已知NH 3(g)的θm f H Δ= -46 kJ·mol -1，H – H 键能为435 kJ·mol -1，N ≡N 键能为941 kJ·mol -1，则N – N 键的平均键能(kJ·mol -1)为 （ ） a. -390 b. 1169 c. 390 d. -11692．8 在标准条件下石墨燃烧反应的焓变为-393.6 kJ·mol -1，金刚石燃烧反应的焓变为-395.6 kJ·mol -1，则石墨转变成金刚石反应的焓变为 （ ） a. -789.3 kJ·mol -1 b. 0c. +1.9 kJ·mol -1d. -1.9 kJ·mol -12．9 25℃时NaCl 晶体在水中的溶解度约为6 mol·dm -3，若在1 dm -3水中 加入1 mol NaCl ，则NaCl (s) + H 2O (l) → NaCl (aq)的 （ ） a. ΔS > 0，ΔG > 0 b. ΔS > 0，ΔG < 02．10 下列物质中可以认为具有最大摩尔熵的是 （ ） a. Li (g) b. Li (s) c. LiCl·H 2O (s) d. Li 2CO 3 (s)2．11 下列反应中，θm r S Δ值最大的 （ ）a. C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g)b. 2SO 2 (g) + O 2 (g) →2SO 3 (g)c. CaSO 4 (s) + 2H 2O (l) → CaSO 4·2H 2O (s)d. 3H 2 (g) + N 2 (g) → 2NH 3 (g)2．12 苯的熔化热为10.67 kJ·mol -1，其熔点为5.0 ℃，则苯熔化过程的 θm S Δ约为 （ ） a. 2.09 J·mol -1·K -1 b. 10.88 J·mol -1·K -1c. 38.38 J·mol -1·K -1d. 54.39 J·mol -1·K -12．13 有20克水，在100℃和标准压力下如有18克汽化为100 ℃ 1个标准压 力下的水蒸气，此时Gibbs 自由能变为 （ ） a. ΔG = 0 b. ΔG < 0 c. ΔG > 0 d. 无法判断2．14 在298 K ，下列反应中θm r H Δ与θm r G Δ最接近的是 （ ）a. CCl 4 (g) + 2H 2O (g) →CO 2 (g) + 4HCl (g)b. CaO (s) + CO 2 (g) → CaCO 3 (s)c. Cu 2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn 2+ (aq)d. Na (s) + H + (aq) + H 2O (l) → Na + (aq) +21H 2 (g) + OH - (aq) 2．15 对可逆反应，加入催化剂的目的是 （ ）a. 提高平衡时产物的浓度；b. 加快正反应速率而减慢逆反应速率；c. 缩短达到平衡的时间；d. 使平衡向右进行。