--无机化学-化学反应的一般原理
无机化学反应
无机化学反应无机化学反应是无机化学研究的重要内容。
无机化学反应是指由两种或多种物质相互作用，以生成新的物质的过程。
这些过程在自然界和实验室中广泛存在，包括许多重要的化学反应，如水的电离，酸碱反应和氧化还原反应等。
本文将从这三个方面阐述无机化学反应的原理和应用。
一、水的电离水的电离是无机化学反应中最基本的反应之一，是指水分子自行发生断裂，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一反应也被称为自离化反应，其反应式为H2O = H+ + OH-。
水的电离是掌握无机化学反应的基础，因为它涉及到酸碱性质、氧化还原反应和一些其他反应。
利用水的电离反应，我们可以同样理解酸碱反应。
当强酸（如盐酸）与水混合时，Cl-离子和H2O之间发生反应，产生H3O+（称为氢离子），反应式为HCl + H2O= Cl-+H3O+；而当强碱（如氢氧化钠）与水混合时，会产生OH-离子，反应式为NaOH + H2O= Na+ + OH-。
二、酸碱反应酸碱反应是无机化学反应中最常见的类型之一，也是生活中最常见的化学反应之一。
酸碱反应发生在酸和碱之间，其原理是明确的。
“酸”是指能从化学物质中释放H+离子的物质；“碱”是指能从化学物质中释放OH-离子的物质。
这些离子相互结合生成水分子，以及一些其它生成产物。
例如，HCl（氯化氢）与NaOH（氢氧化钠）结合反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
这一反应同时也反映了水的电离，因为HCl释放的H+离子与NaOH释放的OH-离子参与了水的电离反应，生成了H2O。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类非常重要的无机化学反应。
在这类反应中，电荷从一种物质转移到另一种物质。
原子或离子上的电子会跳跃到其他原子或离子中，从而改变它们的价态（电荷状态）。
这一反应是广泛出现在生活和工业环境中的。
例如，当铜与氧反应时，铜离子（Cu2+离子）会被还原为铜原子（Cu0）；当铁与氯化氢反应时，铁离子（Fe2+离子）被氯离子还原成了铁原子（Fe0）。
高考化学无机化学反应原理
高考化学无机化学反应原理无机化学反应原理是高考化学中的重要内容之一，它涉及到化学反应的基本规律和反应机制。
在高考化学考试中，无机化学反应原理占据了相当大的比重，因此对于考生来说，掌握好无机化学反应原理是非常重要的。
本文将围绕无机化学反应原理展开讨论，帮助考生全面了解和掌握相关知识。
一、离子反应原理离子反应是无机化学中常见的一种反应类型。
离子反应是指以离子为反应物的化学反应。
在离子反应中，正离子与负离子按照一定的规律结合形成新的物质。
常见的离子反应有酸碱中和反应、氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的过程，氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
离子反应原理是高考无机化学中的重点内容，考生需要重点掌握离子反应的特点和计算方法。
二、配位反应原理配位反应是指配位化合物中配位剂与中心金属离子发生配位结合的反应。
配位反应在高考无机化学中占据了重要的地位，主要涉及到配位键、配位数、配位体系和配位理论等方面的内容。
在配位反应中，配位剂可以是单原子离子，也可以是配位分子。
在配位反应中，中心金属离子与配位剂之间的配位键一般是通过配位作用力来形成的。
配位反应原理对于了解和预测配位化合物的性质和反应行为具有重要意义。
三、盐类反应原理盐类反应是指盐类化合物（包括金属盐和非金属盐）之间发生的化学反应。
盐类反应在高考无机化学中常常涉及到盐的晶体结构、盐溶液的电离性、盐的水溶液中的化学反应等方面的内容。
在盐类反应中，常见的反应类型有沉淀反应、溶解反应、水解反应等。
沉淀反应是指在盐溶液中，两种盐发生反应生成的产物不溶于水从而形成沉淀的过程。
水解反应是指盐溶液中的盐离子与水分子发生反应生成酸或碱的过程。
四、氧化还原反应原理氧化还原反应是高考化学中的重点内容之一。
氧化还原反应是指物质中的氧化态发生变化的化学反应。
在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为氧化剂，而发生还原反应的物质被称为还原剂。
氧化还原反应涉及到氧化态、电子转移、氧化数以及平衡反应等方面的内容。
化学反应一般原理
W = pV = 101.325×103 ×1.0 × 10-3 则
U = Q – W
= 500 – 101.325
= 398.675 J
§2.2
热化学
一、等容反应热、等压反应热和焓
二、热化学方程式
三、盖斯定律 四、生成焓
一、等容反应热、等压反应热和焓
反应热定义：化学反应在等温且只做膨胀功时，体 系吸收或放出的热量称为化学反应热 反应物
例1：在298 K和100 kPa下，1 mol H2和0.5 mol O2反 应,生成1 mol液态水,放热286 kJ，其热化学方程式为:
1 1 H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O(l ) r H m ,298 286kJ mol 2
例2：NaOH(aq,∞) + HCl(aq,∞) = NaCl(aq,∞) + H 2O(l)
i i
[ f f H m ( F ) g f H m (G)] [d f H m ( D) e f H m ( E )]
例：
解： f H m
2 Na2O2 (s) 2H 2O(l ) 4 NaOH (s) O2 ( g )
-510.9 -285.8 -425.6 0
自发过程
可逆过程 不能发生
四、吉布斯(Gibbs)自由能
只做体积功，不做其他功的等温等压反应： H QP Q 热力学第二定律，对于自发反应: S T H 即，H－T S 0 S T 结论：在等温等压反应中，若系统只做体积功，不做
其他功，若H-TS≤0，那么该过程可自发进行。
定义： G H TS
G，吉布斯自由能，状态函数
G H TS
大学二年级化学无机化学原理
大学二年级化学无机化学原理无机化学是化学的一个重要分支，与有机化学和物理化学共同构成了化学学科的三个主要领域。
作为大学二年级化学学科的必修课程之一，无机化学原理是学习和理解无机化学系统性质的基础。
本文将介绍大学二年级化学无机化学原理的相关内容。
一、无机化学的基本概念无机化学研究无机物质的组成、结构、性质、合成方法以及应用等方面的知识。
与有机化学不同，无机化学主要研究无机物质中不含碳的化合物，如金属、无机酸、无机盐等。
二、无机化学元素及周期表无机化学涉及众多元素，每个元素都有自己的特点和性质。
通过对元素的分类和周期表的学习，可以更好地理解和应用无机化学知识。
1. 元素的分类元素按其性质可分为金属元素、非金属元素和过渡元素。
金属元素具有良好的导电性和导热性，而非金属元素一般不具备这些性质。
2. 周期表周期表是无机化学的基础，它将元素按照其原子序数和性质排列，使得元素的规律性更加明显。
元素周期表可以分为周期、族和区块等概念，深入理解它们对无机化学知识的学习具有重要作用。
三、无机化学反应无机化学反应是无机化学中最重要的内容之一，通过反应可以合成新的化合物，改变物质的形态和性质。
了解和掌握无机化学反应的原理和规律对于学习无机化学至关重要。
1. 酸碱反应酸碱反应是无机化学中最基本的反应类型之一。
酸和碱在反应中会相互中和产生盐和水。
酸碱指数和PH值是描述酸碱性质的重要参数。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是一类重要的无机化学反应，它涉及电子的转移和氧化态的变化。
学习氧化还原反应可以帮助我们理解和掌握物质之间的电子转移过程以及反应机理。
四、合成无机化合物合成无机化合物是无机化学实验中的重要内容之一。
通过实验合成无机化合物可以帮助学生更好地理解无机化学反应原理和操作技巧。
1. 晶体的合成晶体是无机化合物的一种形态，它具有明确的结晶结构。
学习晶体的合成方法可以帮助学生了解无机化合物的晶体结构及其特性。
2. 无机配合物的合成无机配合物是由中心金属离子和配体组成的化合物，具有重要的应用价值。
无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
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。
无机化学习题及答案
第一章化学反应的一般原理1．是非题（对的在括号内填 +，错的填 -）(1) 已知下列过程的热化学方程式为：UF 6 (l) → UF 6 (g) θ1r m 30.1kJ mol H -∆=⋅则此温度时蒸发 1mol UF 6 (l)，会放出热 30.1 kJ. ( )(2) 在定温定压条件下，下列两化学反应放出的热量相同。
( ) 2221H (g)O (g)H O (l)2+→ 2222H (g)O (g)2H O (l)+→(3) ∆r S 为正值的反应都是自发反应。
( )(4) 在常温常压下，空气中的N 2和O 2长期存在而不会生成NO ，这表明此时该反应的吉布斯函数变是负值。
( )(5) 反应 C(s) + H 2O (g) = CO (g) + H 2 (g)，θ1r m (298.15K)131.3kJ mol H -∆=⋅，由于方程式两边物质的化学计量数的总和相等，所以增加总压力对平衡无影响。
( )(6) 上述反应达平衡后，若升高温度，则正反应速率增加，逆反应速率减小，即平衡向右移动。
( )(7) 反应的级数取决于反应方程式中反应物的化学计量数。
( )2. 选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）(1) 下列反应中，反应 ______ 放出的热量最多。
(A) 4222CH (l)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(B) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(C) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (l)+= (D) 4223CH (g)O (g)CO(g) + 2H O (l)2+= (2) 定温定压下，某反应的θ1r m ()10kJ mol G T -∆=⋅，这表明该反应 _______。
(A) 能自发进行。
(B) 不能自发进行。
(C) 能否自发进行，还需要具体分析。
(3) 某温度时，反应 H 2 (g) + Br 2 (g) = 2HBr (g) 的标准平衡常数 K θ = 4⨯10-2，则反应 HBr (g) = 2211H (g)+Br (g)22的标准平衡常数K θ = _______。
无机化学反应基本原理
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
化学原理和无机化学
化学原理和无机化学
化学原理是研究化学基本规律和原理的学科，包括化学反应的速率、平衡、热力学等方面。
化学原理的研究可以帮助我们理解化学现象，并进一步应用于实际生产和科学研究中。
无机化学是研究无机物质的性质、合成方法以及它们在生产和应用中的应用的学科。
无机化学主要关注无机化合物，例如金属、非金属元素、离子等的化学性质，以及它们在材料科学、能源领域等的应用。
不同于有机化学研究有机物（含碳的化合物），无机化学研究无机物质，即不含碳的化合物。
无机化学的研究可以帮助我们深入了解无机材料的结构、性质和用途，从而进行相关领域的应用研究。
化学原理和无机化学在一定程度上具有相互联系和依赖关系。
化学原理为无机化学提供了理论基础和解释，无机化学则将化学原理应用于实际研究和应用中，进一步验证和发展化学原理。
通过深入研究化学原理和无机化学，我们可以提高对化学本质和基础知识的理解，为推动科学技术的发展做出贡献。
无机化学-化学反应的一般原理
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第二节 反应限度 化学平衡
反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？
2-1 反应限度的判据
1、能量判据 [分析] 恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以 自发进行，是因为△G＜0 。 随着反应进行，必有∑G产增大，∑G反降低。故有 △G →0趋势。 当△ G=0 时，反应失去推动力，宏观上反应“不 再进行”，即自发反应进行到△ G=0 而“停止”。 反应限度的能量判据： △G=0
2-2多重平衡规则——K的组合
一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差， 则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。 即平衡常数与达到平衡的途径无关。 [分析]∵△Go= -RTlnKo 若：总反应=反应1+反应2 △Go总=△Go1+△Go2 －RTlnKo =－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2 [注] 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同 才能组合。
2-3 应用——平衡计算
[内容] ko的确定及平衡组成的有关计算 1、K的确定 Ⅰ.根据△Go= -RTlnKo Ⅱ.多重平衡规则 Ⅲ.实验测定 2、计算平衡组成 平衡转化率：简称转化率 平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量 之比。 还有离解率、分解率之说 它也反映了反应进行的程度
例：已知反应CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g) T=1473K时 Kc=2.3，求： ①当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/L ② 当 CO2 起 始 浓 度 为 0 . 0 1 mol/L，H2 起 始 浓 度 为 0.02mol/L 两种情况下。CO2的转化率。 [小结]： K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与 反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的 函数 注意解题步骤。
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性;主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状;⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合;⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态; 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数,数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体; 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说,某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力;2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和;3、0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递;按传递情况不同,将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递;系统质量守恒;⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递; ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递;2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现;描述系统状态的物理量称为状态函数;状态函数的变化量只与始终态有关,与系统状态的变化途径无关;3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相;相可以由纯物质或均匀混合物组成,可以是气、液、固等不同的聚集状态; 4、 化学计量数()ν对于反应物为负,对于生成物为正;5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-,单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热;热能自动的由高温物体传向低温物体;系统的热能变化量用Q 表示;若环境向系统传递能量,系统吸热,则Q>0；若系统向环境放热,则Q<0;1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式,称为功,用W 表示;环境对系统做功,W>O ；系统对环境做功,W<0;2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功;非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功;3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下,系统内所有微观粒子的全部能量之和称为热力学能,又叫内能;4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θP 下的状态,混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态;液体固体的标准状态—纯液体或固体的标准状态时指温度为T,压力为θP 时的状态; 液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态;在溶液中,溶质的标准态是指压力θP P =,质量摩尔浓度θb b =,标准质量摩尔浓度11-⋅=kg mol b θ,并表现出无限稀释溶液特性时溶质的假想状态;标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度;即11-⋅=≈L mol c b θθ5、 物质B 的标准摩尔生成焓θm f H ∆B,相态,T 是指在温度T 下,由参考状态单质生成物质B 1+=B ν反应的标准摩尔焓变;6、 参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T 和标准压力θP 时最稳定的状态;个别情况下参考状态单质并不是最稳定的,磷的参考状态是白磷4P s,白,但白磷不及红磷和黑磷稳定;O 2g 、H 2g 、Br 2l 、I 2s 、Hgl 和P 4白磷是T=298.15K,θP 下相应元素的最稳定单质,即其标准摩尔生成焓为零;7、 在任何温度下,参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零;8、 物质B 的标准摩尔燃烧焓θm c H ∆B,相态,T 是指在温度T 下,物质B 1-=B ν完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变; 第四节：Hess 定律 1、 Hess 定律：化学反应不管是一步或分几步完成,其总反应所放出或吸收的热总是相等的;其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关,而与途径无关; 2、 焓变基本特点：⑴某反应的θm r H ∆正与其逆反应的θm r H ∆逆数值相等,符号相反;即θm r H ∆正=-θm r H ∆逆;⑵始态和终态确定之后,一步反应的θm r H ∆等于多步反应的焓变之和;3、 多个化学反应计量式相加或相减,所得化学反应计量式的θm r H ∆T 等于原各计量式的θm r H ∆T 之和或之差;第五节：反应热的求算1、 在定温定压过程中,反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和;θm r H ∆=θm f H ∆总生成物-θm f H ∆总反应物{如果有参考状态单质,则其标准摩尔生成焓为零}2、 在定温定压过程中,反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 ;θm r H ∆=θm c H ∆总反应物-θm c H ∆总生成物{参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓,其标准摩尔燃烧焓不为零}第三章：化学动力学基础第一节：反应速率第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程1、 对化学反应zZ yY bB aA +→+来说,反应速率r 与反应物浓度的定量关系为：βαB A C kc r =,该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程,式中k 称为反应速率系数,表示化学反应速率相对大小；A c ,B c 分别为反应物A 和B 的浓度,单位为1-⋅L mol ；α,β分别称为A,B 的反应级数；βα+称为总反应级数;反应级数可以是零、正整数、分数,也可以是负数;零级反应得反应物浓度不影响反应速率;反应级数不同会导致k 单位的不同;对于零级反应,k 的单位为11--⋅⋅s L mol ,一级反应k 的单位为1-s ,二级反应k 的单位为11--⋅⋅s L mol ,三级反应k 的单位为122--⋅⋅s L mol2、 由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法;在一定条件下,反应开始时的瞬时速率为初始速率,由于反应刚刚开始,逆反应和其他副反应的干扰小,能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物;对某一系列不同组成的混合物来说,先只改变一种反应物A 的浓度;保持其他反应物浓度不变;在某一温度下反应开始进行时,记录在一定时间间隔内A 的浓度变化,作出t c A -图,确定t=0是的瞬时速率;也可以控制反应条件,是反应时间间隔足够短,这时可以把平均速率作为瞬时速率; 3、对于一级反应,其浓度与时间关系的通式为：㏑kt Ac Ac t -=0 第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius 方程 1、 速率系数与温度关系方程：()a ek k RTE a-=0,㏑｛k ｝=㏑｛0k ｝-()b RTE a ,㏑()c T T RT E k k a ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=211211,a E 实验活化能,单位为1-⋅mol KJ ;0k 为指前参量又称频率因子;0k 与k 具有相同的量纲;a E 与0k 是两个经验参量,温度变化不大时视为与温度无关;2、 对Arrhenius 方程的进一步分析：⑴在室温下,a E 每增加41-⋅mol KJ ,将使k 值降低80%;在室温相同或相近的情况下,活化能a E 大的反应,其速率系数k 则小,反应速率较小；a E 小的反应k 较大,反应速率较大;⑵对同一反应来说,温度升高反应速率系数k 增大,一般每升高10℃,k 值将增大2～10倍;⑶对同一反应来说,升高一定温度,在高温区,k 值增大倍数小；在低温区k 值增大倍数大;因此,对一些在较低温度下进行的反应,升高温度更有利于反应速率的提高; ⑷对于不同的反应,升高相同温度,a E 大的反应k 值增大倍数大；a E 小的反应k 值增大倍数小;即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用; 第四节：反应速率理论与反应机理简介 1、m r H ∆=a E 正-a E 负2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能 第五节：催化剂与催化作用1、 催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质;催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用; 2、 催化剂的特征：⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用,热力学上不可能发生的反应,催化剂对它不起作用;⑵催化剂只改变反应途径又称反应机理,不能改变反应的始态和终态,它同时加快了正逆反应速率,缩短了达到平衡所用的时间,并不能改变平衡状态;⑶催化剂有选择性,不同的反应常采用不同的催化剂,即每个反应有它特有的催化剂;同种反应如果能生成多种不同的产物时,选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成; ⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性,否则将失去活性或发生催化剂中毒;第四章：化学平衡 熵和Gibbs 函数第一节：标准平衡常数 1、平衡的组成与达成平衡的途径无关,在条件一定时,平衡的组成不随时间而变化;平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度;平衡组成取决于开始时的系统组成; 2、对可逆反应()()()()()()l zZ aq yY g xX s cC aq bB g aA ++=++来说,其标准平衡常数(){}(){}(){}(){}bayxc B c p A p c Y c p x p K θθθθθ=3、两个或多个化学计量式相加或相减后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积或商,这称为多重平衡原理; 第二节：标准平衡常数的应用1、反应进度也常用平衡转化率来表示;反应物A 的平衡转化率()A α表达式为()()()()A n A n A n A eq 00-=α2、J 表示反应商;若J<θK 则反应正向进行；若J=θK ,则反应处于平衡状态；若J>θK ,则反应逆向进行;第三节：化学平衡的移动 1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动,但并不能改变化学平衡常数的数值,因为在一定温度下,θK 值一定;当反应物浓度增加或产物浓度减少时,平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时,平衡逆向移动;2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变;3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变,从而使化学平衡移动;温度对标准平衡常数的影响用van ’t Hoff 方程描述;㏑⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆=211211T T R H K K m r θθθ第四节：自发变化和熵1、自发变化的基本特征：⑴在没有外界作用或干扰的情况下,系统自身发生的变化称为自发变化;⑵有的自发变化开始时需要引发,一旦开始,自发变化将一直进行达到平衡,或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态;⑶自发变化不受时间约束,与反应速率无关;⑷自发变化必然有一定的方向性,其逆过程是非自发变化;两者都不能违反能量守恒定律 ;⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的;但是只有自发变化能自动发生,而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生;没有外部作用非自发变化将不能继续进行; 2、在反应过程中,系统有趋向于最低能量状态的倾向,常称其为能量最低原理;相变化也具有这种倾向;3、 系统有趋向于最大混乱度的倾向,系统混乱度的增加有利于反应的自发进行;4、 纯物质完整有序晶体在0K 时熵值为零；()015.298,,=+K aq H S m θ.5、 ⑴熵与物质聚集状态有关;同一种物质气态熵值最大,液态次之,固态熵值最小;⑵有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质,其θm S 值相近;分子结构相近而相对分子质量不同的物质,其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大;⑶物质的相对分子质量相近时,分子构型越复杂,其标准摩尔熵值越大;6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中,系统和环境的熵变化总和是增加的;即：0>∆+∆=∆huanjing xitong zong S S S 0>∆zong S 自发变化 0<∆zong S 非自发变化 0=∆zong S 平衡状态8、THS huanjing ∆-=∆ 第五节：Gibbs 函数1、 Gibbs 函数被定义为：TS H G -=,G 被称为Gibbs 自由能;2、 在不做体积功和定温定压条件下,在任何自发变化中系统的Gibbs 函数是减少的,由S T H G ∆-∆=∆得⑴当H ∆<0,S ∆>0时反应能正向进行;⑵当H ∆>0,S ∆<0时反应在高温下能正向进行; ⑶当H ∆<0,S ∆<0时反应在低温下能正常进行; ⑷当H ∆>0,S ∆<0时反应不能正向进行;3、 当0,=∆∆=∆G S T H 时的T 在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度；在放热熵减反应中是反应能正向进行的最高温度;因此这个温度就是反应是否能够正向进行的转变温度; 4、 物质B 的标准摩尔生成Gibbs 函数θm f G ∆B,相态,T 是指在温度T 下由参考状态单质生成物质B 且1=B ν时的标准摩尔Gibbs 函数变;5、 θm f G ∆<-401-⋅mol KJ 时反应多半能正向进行；θm f G ∆>401-⋅mol KJ 时反应大多逆向进行；-401-⋅mol KJ <θm f G ∆<401-⋅mol KJ 时要用m r G ∆来判断反应方向;6、 Van ’t Hoff 方程：㏑()()()()a R T S RT T H T K m r mr θθθ∆+∆-= ㏑()()()⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆-=212111298T T R K H T K T K m r θθθ第五章：酸碱平衡第一节：酸碱质子理论1、酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能与质子结合的分子或离子都是碱;简言之酸是质子给予体,碱是质子接受体;2、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系;酸给出质子后生成相应的碱,而碱结合质子后生成相应的酸;酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系,相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对;酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱,碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸;3、 酸碱解离反应是质子转移的反应;在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应;盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应;4、 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质;5、 酸碱的强度首先取决于其本身的性质,其次与溶剂的性质等有关;酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱;给出质子能力强的酸是强酸,接受质子能力强的碱是强碱；反之,就是弱酸和弱碱;6、 溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强,溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强;第二节：水的电离平衡和溶液的PH1、 对反应()()()(){}(){}-+-+=+⇔OH c Hc K aq OH aq H l O H w θ,2,θwK 被称为水的离子积常数;25℃时,14100.1-⨯=θw K ;第三节：弱酸、弱碱解离平衡1、酸的水溶液中存在质子转移反应：()()()()aq A aq O H l O H aq HA -++⇔+32,其标准平衡常数()(){}(){}(){}θθθθθc HA c c A c c O H c HA K K a-+==3简写为()(){}(){}(){}HA c A c O H c HA K a-+=3θ,()HA K aθ称为弱酸HA 的解离常数,弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱;解离常数越大酸性越强,给出质子能力越强;θa K 值受温度影响但变化不大;2、在一元弱碱的水溶液中存在反应：()()()()aq OH aq BHl O H aq B -++⇔+2,()(){}(){}(){}B c OH c BH c B K b-+=θ,()B K bθ称为一元弱碱B 的解离常数;3、解离度α的定义为解离的分子数与总分子数的比值,即()()%1000⨯=HA c HA c α,解离度越大θa K 越大,PH 越小;解离度与解离常数关系为(){}c HA K aθα=;对碱同样适用; 第四节：缓冲溶液1、 同离子效应：在弱酸或弱碱的溶液中,加入与这种酸或碱含相同离子的易溶强电解质,使酸或碱的解离度降低;2、 缓冲溶液：具有能够保持PH 相对稳定性能的溶液也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变PH 的溶液;缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成;缓冲溶液PH 计算公式：()+=HA pK PH a θ㏒()()HA c A c -,()+-=-A pK pH b θ00.14㏒()()HA c A c -第五节：酸碱指示剂1、 当溶液中()1-≤HIn pK pH a θ即()()10≥-Inc HIn c 时,溶液呈现出HIn 的颜色；当()1+≥HIn pK pH aθ即()()101≤-In c HIn c 时,溶液呈现-In 的颜色；当()HIn pK pH aθ=即()()1=-In c HIn c 时,溶液呈现两者的混合颜色;2、 指示剂的变色范围是()1±HIn pK a θ,但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实际变色范围常常小于两个pH 单位; 第六节：酸碱电子理论1、 酸是任意可以接受电子对的分子或离子；酸是电子对的接受体,必须具有可以接受电子对的空轨道;碱则是可以给出电子对的分子或离子；碱是电子的给予体,必须具有未共享的孤对电子;酸碱之间以共价键相结合,并不发生电子对转移; 第七节：配位化合物2、 在配合物中Lewis 酸被称为形成体或中心离子,Lewis 碱被称为配体;配合物的定义是形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成离子或分子;这些离子或分子被称为配位个体;形成体通常是金属离子或原子,也有少数是非金属元素B,P,H;通常作为配体的是非金属的阴离子或分子;4、 在配体中,与形成体成键的原子叫做配位原子；配位原子具有孤对电子;常见的配位原子有F,Cl,Br,I,S,N,C 等;配体中只有一个配位原子的称为单齿配体,有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体;在配位个体中,与形成体成键的配位原子个数叫作配位数;常见多齿配体有：5、 配合物的化学式：配合物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号,在列出阴离子和中性分子配体,,将整个配离子或分子的化学式括在方括号中;6、 配合物的命名：命名时,不同配体之间用·隔开;在最后一个配体名称后缀以“合”字;⑴含配阴离子的配合物的命名遵照无机盐命名原则;例如()[]443SO NH Cu 为硫酸四氨合铜()[]463Cl NH Pt 为氯化六氨合铂;⑵含配阴离子的配合物,内外层间缀以“酸”字;例如()[]64CN Fe K 为六氰合铁酸钾 ⑶配体的次序：① 含有多种无机配体时,通常先列出阴离子名称,后列出中性粒子名称;例如[]33NH PtCl K 为三氯·氨合铂酸钾② 配体同是中性分子或同是阴离子时,按配位原子元素符号的英文字母顺序排列,例如()[]3253Cl O H NH Co 氯化五氨·水合钴;③ 若配位原子相同,将含原子数较少的配体排在前面,较多原子数的配体排在后面；若配位原子相同且配体中含有的与子数目也相同,则按结构中与配位原子相连的非配位原子元素符号的英文字母顺序排列;例如()[]2322NH NO PtNH 为氨基·硝基·二氨合铂④ 配体中既有无机配体又有有机配体,则无机配体排在前面有机配体排在后面;例如()[]423H C PtCl K 为三氯·乙烯合铂酸钾;7、 简单配合物：配合物分子或离子只有一个中心离子,每个配体只有一个配位原子与中心离子成键;螯合物：在螯合物分子或离子中,其配体为多齿配体,配体与中心离子成键,形成环状结构;多核配合物：多核配合物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子,中心离子间常以配体相连;羰合物：某些d 区元素以CO 为配体形成的配合物称为羰合物;烯烃配合物：某些d 区元素以不饱和烃为配体形成的配合物称为烯烃配合物; 第八节：配位反应与配位平衡 1、()[]()()()(){}(){}()(){}++++=+⇔2323323;2NH Ag c NH c Ag c K aq NH aq Ag aq NH Ag d θ,θd K 是配合物的解离常数,又称为配合物的解离常数或不稳定常数;θd K 越大,配合物越不稳定;2、()()()[]()=⇔+++θfK aq NH Ag aq NH aq Ag ;2233()(){}(){}(){}2323NH c Ag c NH Ag c ++,θf K 是配合物生成常数,又称为稳定常数或累积稳定常数;3、一般来说配合物的逐级稳定常数随着配位数的增加而减少;4、以N,O,F 等电负性大吸引电子能力强,半径小,难被氧化不易失去电子,不易变形难被极化的原子为配位原子的碱成为硬碱;反之则为软碱,介于二者之间的为交界碱;5、硬酸多是电荷数较多,半径较小,外层电子被原子核束缚得较紧而不易变形极化率较小的阳离子;反之则为软酸,介于两者之间的为交界酸; 6、常见的酸和碱分类如下：7第六章：沉淀溶解平衡第一节：溶解度和溶度积1、溶解度：在一定温度下,达到溶解平衡时,一定量溶剂中含有的溶质质量;2、常见无机化合物溶解性：常见无机酸是可溶的,硅酸是难溶的；氨、IA 族氢氧化物,()2OH Ba 是可溶的；()()22,OH Ca OH Sr 是微溶的；其余元素的氢氧化物都是难溶的;几乎所有的硝酸盐都是可溶的；3BaNO 是微溶的; 大多数醋酸盐是可溶的；()2Ac Be 是难溶的;大多数氯化物是可溶的；2PbCl 是微溶的；22,Cl Hg AgCl 是难溶的;大多数溴化物,碘化物是可溶的；22,HgBr PbBr 是微溶的；222222,,,,,HgI PbI I Hg AgI Br Hg AgBr 是难溶的;大多数硫酸盐是可溶的；4424,,HgSO SO Ag CaSO 是微溶的；4SrSO ,4BaSO ,4PbSO 是难溶的;大多数硫化物是难溶的,第一主族,第二主族金属硫化物和()S NH 24 是可溶的; 多数碳酸盐,磷酸盐,亚硫酸盐是难溶的；第一主族Li 除外和铵离子的这些盐是可溶的; 多数氟化物是难溶的；第一主族Li 除外金属氟化物,24,,BeF AgF F NH 是可溶的；222,,PbF BaF SrF 是微溶的;几乎所有的氯酸盐,高氯酸盐都是可溶的；4KClO 是微溶的； 几乎所有的钠盐,钾盐均是可溶的；()[]()()()[]62222326,93,NO Co Na K O H Ac UO Ac Zn NaAc OH Sb Na •••是难溶的;2、 对于一般沉淀反应来说：()()()aq mB aq nA s B A n m m n -++⇔,溶度积的通式是()(){}(){}mn nm m n spB c A c B A K -+=θ3、 难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响,只取决于温度;温度升高,多数难溶化合物的溶度积增大;第二节：沉淀的生成和溶解1、 同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中,加入含有相同离子的强电解质时,难溶电解质的溶解度将降低;同离子效应使难溶电解质的溶解度降低;2、 盐效应使难溶电解质溶解度增大;一般来说,若难溶电解质的溶度积很小时,盐效应的影响很小,可忽略不计；若难溶电解质的溶度积较大,溶液中各种离子的总浓度也较大时,就应考虑盐效应的影响; 3、 金属硫化物的溶解平衡： ()()()()()(){}(){}(){}23222223;22++++=++⇔+O H c S H c M c K l O H aq S H aq Maq O H s MS spaθ, θspa K 称为在酸中的溶度积常数; 4、 某些难容硫化物的溶度积常数：第七章：氧化还原反应 电化学基础第一节：氧化还原反应基本概念1、 有电子得失或转移的反应称为氧化还原反应;2、 表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值;⑴在单质中元素氧化值为零;⑵在单原子离子中,元素氧化值等于离子所带电荷数;⑶在大多数化合物中,氢的氧化值为+1,只有在金属氢化物中,氢的氧化值为-1;⑷通常在化合物中氧的氧化值为-2,但是在22222,,BaO O Na O H 等过氧化物中养的氧化值为-1,在氧的氟化物中,如222,F O OF 中氧的氧化值为+2,+1; ⑸在所有氟化物中氟的氧化值为-1;⑹碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为+1和+2;⑺在中性分子中,各元素氧化值代数和为零;在多原子离子中,各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数; 第二节：电化学电池1、 电池图示：将发生氧化反应的负极写在左边,发生还原反应的正极写在右边；并按顺序用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态；用单垂线“︱”表示相与相间的界面,用双折线“‖”表示盐桥; 2、 Faraday 定律：⑴在电化学电池中,两极所产生或消耗的物质的物质的量与通过电池的电荷量成正比; ⑵当给定的电荷量通过电池时,电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反应每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商;对于半反应()()s B ze aq Bz ⇔+-+,根据Faraday 定律,第一：电极上沉淀出或消耗掉的()B m 正比于通过电池的电荷量Q;Q 越大()B m 越大;第二：当通过电池的电荷量Q 一定时,()B m 正比于()z B M ,()B M 为B 物质的摩尔质量;3、 Faraday 常量表示一摩尔电子所带的电荷量,141231910648531.910022137.6106021773.1---⋅⨯=⨯⨯⨯=mol C mol C F ,F 被称为Faraday 常量4、 当原电池放电时,两极间的电势差将比该电池的最大电压要小;这是因为驱动电流通过电池需要消耗能量或者称其为要做功,产生电流时,电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量；而且电流越大,电压降低越多;因此,只有电池中没有电流通过时,电池才具有最大电压又称其为开路电压;当通过原电池的电流趋近于零时,两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势,用MF E 表示;5、 当电池中各物质均处于标准状态时,测定的电动势被称为标准电动势,用θMF E 表示;6、 可逆电池必须具备以下条件;第一：电极必须是可逆的,即当相反方向的电流通过电极是,电极反应必然逆向进行；电流停止,反应也停止;第二：要求通过电极的电流无限小,电。
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[公式] △H⊙ =∑△fHm⊙ 产物 - ∑△fHm⊙ 反应物
1-3标准态时反应的方向
许多放热反应为自发过程：
如：3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) △H⊙ =－1120KJ
2H2 + O2 →2H2O(g)
△H⊙ =－483.6KJ
但有些吸热过程也能自发进行：
如：常温常压下H2CO3(aq) → H2O( ) + CO2(g)
状态函数：描述体系状态性质的函数（物理量）
状态函数特征： 状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。
热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它
与变化相关联。规定：体系从环境吸热为正。
功：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做功为正。 内能：体系内部能量总和——热力学能。 热力学第一定律——能量守恒
该反应△H⊙= +19.3KJ，但自发进行。
[为什么]
仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。
所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响：
有序到无序利于自发，反之不利于自发。
1、熵——S
表征体系组成微粒分布混乱程度的函数。
S值越大，混乱度越大，有序性越差。
规律：熵值 Ⅰ、固体＜液体＜气体
Ⅱ、混合物＞纯净物
1.反应热 一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或 放出的热量。 •恒容反应热 QV=△U •恒压反应热 QP=△H 2.焓（H）——新物理量 物质的又一种能量形式。 H≡ U + PV 如何理解 QP=△H
恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。 当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为产 物，就要释放出那多余的部分(△H)，以热量的形式
释放。
△H = H产物 － H反应物
△H＞0 QP＞0 吸热
△H＜0 QP＜0 放热
H N2+3H2
H
△H
2NH3
3.Hess定律
反应一步完成的热效应等于分步进行的各步热效 应之和。
反应的热效应只与始终态有关，与变化途径无关。
小结：
•条件相同的反应或聚集状态相同的同种物质才能 相消或合并。
•反应式乘（或除）以某数，相应的热效应也要同 乘（除）以该数。
特点：
1、基础是两个经验定律； 2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为， 不涉及物质的微观结构和过程机理。
局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢；
结论不能说明过程进行的机理和快慢。
热力学一些专门术语
体系(系统)：研究对象。 环境：与体系紧密联系的部分。
体系分类：敞开体系、封闭体系和隔离(孤立)体系 状态：体系不再随时间变化的情形（平衡态）
即： Q = △U － W
第一节 化学反应方向
可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？
能量最 低原理
热效应 焓变
计算 处理
熵增 原理
计算
自由能G 最小原理
能量最低原理与自然现象 1-1自发过程 一定条件下，无需外力作用能自动进行的过程。 “自发”不含“Hale Waihona Puke 速”之意 “非自发”不等于“不可能”
1-2化学反应热效应，反应焓变
△H⊙
=
H
⊙ 产物
-
H
⊙ 反应物
绝对法难确定△H⊙ ，可用相对法解决
②、标准生成焓——△fHm⊙ 定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某
物质（以化学式表示）的焓变。 [说明] 指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。 生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。 [推论]： 指定单质△fHm⊙ =0
△fHm⊙非绝对值 熟悉元素的指定单质、物质的生成过程。
H, Na, K, C, O, N, F, Cl, Br, I
写出生成过程：CO2 , MgO, KBr, NaI
[问题] 已知物质的△fHm⊙ ，如何计算反应的△H⊙？
[设计]
反应物
产物
②
①
各种指定单质
[思路] 过程Ⅰ 由各指定单质直接生成产物； 过程Ⅱ 由各指定单质先生成反应物，然后 反应物再转化为产物 必有：过程Ⅰ热效应 = 过程Ⅱ热效应
第一章 化学反应一般原理
化学反应所涉及的问题包括：
⑴反应判据 ⑵反应限度 ⑶反应速度 ⑷反应机理
⑴⑵属于化学热力学范畴；⑶⑷属于化学动力学范畴。
本章主要从反应能量变化的研究开始，讨论反应的方向
和限度，然后再考虑反应的快慢。
仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。
热力学简介
它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪 中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关 系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。
4、热化学方程式（△H⊙表示反应热）
思考： ①中学的热化学方程式与用△H⊙表示的热化学方 程式有何差异？ ②△H⊙的单位为KJ/mol，mol-1表示什么？ ③ 对同一反应，反应是书写不同，△H⊙值有无变化？ ④⊙代表是么？ 5、标准态——物质状态的参比基准线 规定：标准压强下物质的确切聚集状态。 [注] 对温度没有规定。 [比较] 气体标准状态。
[比较] △fH⊙ 与 ST⊙ ①ST⊙ 为绝对值， △fH⊙为相对值； ②指定单质△fH⊙ =0，而ST⊙ ≠0。
3、 △S⊙计算
与△H⊙ 计算原则、方法一样。 △S⊙ =∑ S⊙产物 －∑ S⊙反应物 [分析]：前述自发吸热过程都是△S⊙＞0 故 自发过程的方向受两大因素制约： △S⊙、△H⊙
小结
说明：
①、气体的标准态：P⊙ = 1.013×105
②、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的 浓度为 1mol/L, 即 C⊙ =1mol/L
③、液体和固体的标准态： P⊙下的纯物质。
6、反应热的计算
①、原则——Hess定律
[问题] 能否通过较少的实验数据获得任意化学反 应的热效应？
[分析] 反应 A + B C + D
Ⅲ、S随温度升高增大
热力学第三定律：
各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵
值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到
最有序程度。即S0K=0
设： A0K → ATK
△S = ST － S0 = ST
ST为绝对值，称绝对熵。
2、标准熵
定义：1mol纯物质在标准态时的熵值。ST⊙
单位：J·mol-1·K-1