化学反应基本规律
普通化学 化学反应的基本规律
第二十三讲化学反应的基本规律一、内容提要：本讲主要是讲解化学反应速率、焓、熵与熵变、吉布斯自由能、化学平衡等问题。
二、本讲的重点是：影响化学反应速率的因素、热力学能与热力学第一定律、焓、化学平衡特征及平衡常数表达式、影响化学平衡的移动的因素。
本讲的难点是：熵与熵变、吉布斯自由能、反应温度对吉布斯自由能变及反应方向的影响、反应的标准摩尔吉布斯自由能变三、内容讲解：1、化学反应速率化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
浓度一般用摩尔浓度，时间则根据反应的快慢用秒、分或小时等。
影响化学反应速率的因素：(一)浓度对反应速率的影响质量作用定律：对一些简单的化学反应来说，反应速率与反应物浓度（以方程式中该物质的系数为指数）的乘积成正比。
这一结论叫做质量作用定律。
对于某一反应一般可表示为：aA+bB→eE+dDv=k·[A]a·[B]b—反应速率方程式，又称作质量作用定律表达式。
式中k是一个比例常数，叫做反应速率常数，它的物理意义是各反应物浓度等于1mol·dm-3时，反应速率的大小，对于一个给定的反应，k值与反应物的浓度无关，只随温度而变。
在反应速率方程式中，浓度项的指数总和(a+b)叫做反应的级数。
注意：上面的关系式只适用于基元反应。
基元反应：反应物分子只经过一步反应就直接转变为产物分子(这种由一个基元反应组成的反应叫做简单反应)。
在化学反应中，只有极少数的反应，反应物到生成物是一步完成的，即反应为分子相互作用，直接生成生成物分子，但极大多数反应是分成几步的，即几个连续过程来进行的，是非基元反应，也可说是几个基元反应组成的复杂反应，这时的质量作用定律虽然适用于每一个过程，但往往不适用于总的反应。
例如：反应：2NO十2H2→N2+2H20由实验测得：v=k·[NO]2·[H2] 级数=3经研究它是由下面两个连续的过程进行的。
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用知识梳理1．氧化还原反应规律(1)价态规律 ①元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。
如Fe 3＋、Cu 2＋只有氧化性，S 2－、I －只有还原性，Cl 2、Fe 2＋既有氧化性又有还原性。
②价态归中规律不同价态的同种元素间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”。
而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
如在反应KClO 3＋6HCl===KCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化产物是Cl 2，还原产物是Cl 2，1 mol KClO 3反应时转移电子数是5N A ．③歧化反应规律“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。
1 mol Cl 2反应时转移电子数为N A 。
(2)强弱规律①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。
在反应中，较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
如根据反应Cl 2＋S 2－===S ↓＋2Cl －，可以确定氧化性Cl 2>S ，还原性S 2－>Cl －。
②先后规律a ．同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋>Br －，所以Cl 2先与Fe 2＋反应。
b ．同时含有几种氧化剂时――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋>Cu 2＋>H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应。
(3)守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
化学方程式规律
化学方程式规律一．三个置换反应规律1．酸+金属==盐+氢气反应条件：①酸不能用强氧化性酸，如硝酸(硝酸根的氧化性强于氢离子)、浓硫酸（浓硫酸根的氧化性强于氢离子）,（常用稀硫酸、盐酸）②金属必须位于氢以前（常用Mg、Al、Zn、Fe）Mg+ 2HCl==MgCl2+H2↑Mg+ H2SO4==MgSO4+H2↑2Al+6 HCl== 2AlCl3+3H2↑2Al+3 H2SO4== 2Al2(SO4)3+3H2↑Zn+ 2HCl==ZnCl2+ H2↑Zn+ 2H2SO4==ZnSO4+ H2↑Fe+ 2HCl==FeCl2+H2↑Fe+H2SO4===FeSO4+H2↑2．盐+金属==新盐+新金属反应条件：①盐（反应物）必须溶于水②金属单质（反应物）比盐中金属活泼,不用钾、钙、钠(因为K、Ca、Na放入溶液中首先与水【剂】应先，再于溶液中的盐【溶质】反应) 溶剂溶质的定义溶质，液体叫溶剂。
对于两种液体所组成的溶液，通常把含量较多的组分叫溶剂，少者叫溶质。
分为无机溶剂和有机溶剂两大类。
水是应用最广泛的无机溶剂，酒精、汽油、氯仿及丙酮等是常用的有机溶剂。
Fe+CuSO4==FeSO4+Cu 2Al+3CuSO4==Al2(SO4)3+3CuZn+CuSO4==ZnSO4+Cu Cu+2AgNO3==Cu(NO3)2+2AgCu+Hg(NO3)2==Cu(NO3)2+Hg3．两种还原剂（H2 、、C）跟氧化物反应H2+CuO Cu+H2O C+2CuO 2Cu+CO2↑二．三个分解反应规律1．酸（含氧酸）==非金属氧化物+水【酸可自行分解的是硝酸和碳酸，硫酸和盐酸不行】H2CO3 === H2O+CO2↑HNO3=== H2O+NO2↑2．碱（难溶性）== 金属氧化物+水Cu(OH)2CuO+H2O 2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O3．碳酸盐（难溶性）==金属氧化物+二氧化碳CaCO3CaO+ CO2↑（工业制二氧化碳气体）三．四个化合反应规律1．金属+氧气== 金属氧化物2 Mg+O2 2MgO 3Fe+2 O2 Fe3O42Cu+ O22CuO2．非金属+氧气==非金属氧化物S+O2 SO2 4P+5O2 2P2O5C+O2 CO2 (碳充分燃烧)2 C+O2 2 C O(碳不充分燃烧)2H2+O2 2H2O3．金属氧化物+水== 碱（可溶性）CaO+H2O==Ca(OH)2 Na2O+H2O==2NaOH4．非金属氧化物+水==酸CO2+H2O==H2CO3 SO3+O2==H2SO4 SO2+O2== H2SO3四．五个复分解反应规律1．酸+碱==盐+水反应条件：酸可溶Cu(OH)2+2HCl==CuCl2+H2O Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2OCu(OH)2+H2SO4==CuSO4+2H2O Mg(OH)2+2HNO3==Mg(NO3)2+2H2O2．酸+盐==新酸+新盐反应条件：①酸可溶②生成物要有沉淀或水或气体CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑AgNO3+HCl==AgCl↓+HNO3Na2CO3+H2SO4==Na2SO4+H2O+CO2↑H2SO4+BaCl2==2HCl+BaSO4↓H2SO4+Ba(NO3)2==2HNO3+BaSO4 ↓3．盐+碱==新盐+新碱反应条件：反应物都溶于水，生成物至少有一种不溶（前溶后沉）CuSO4+2NaOH==Cu(OH)2↓+Na2SO4 FeCl3+3NaOH==Fe(OH)3↓+3NaCl Na2CO3+Ca(OH)2==2NaOH+CaCO3↓CuSO4+Ba(OH)2==Cu(OH)2↓+BaSO4 ↓4．盐+盐==新盐+新盐反应条件：反应物都溶于水，生成物至少有一种不溶（前溶后沉）NaCl+AgNO3==NaNO3+AgCl↓Na2SO4+BaCl2==2NaCl+BaSO4 ↓Na2SO4+Ba(NO3)2==2NaNO3+BaSO4 ↓5．酸+金属氧化物==盐+水反应条件：酸可溶Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O Fe2O3+3H2SO4==Fe2(SO4)3+3H2O CuO+2HCl==CuCl2+H2O CuO+ H2SO4==CuSO4+H2OMgO+2HNO3==Mg(NO3)2+H2O五．其它反应1．碱+非金属氧化物==盐+水（不属于四种化学反应基本类型）2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O（吸收CO2 ）2NaOH+SO2==Na2SO3+H2O（吸收SO2）2NaOH+SO3==Na2SO4+H2OCa(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O（检验CO2 ）2．一种还原剂CO跟氧化物反应（氧化还原反应）CO+CuO Cu+CO23CO+Fe2O32Fe+3 CO2↑六、重要反应1．实验室制取三种气体（常用方法）2KMnO4K2MnO4+MnO2+ O2↑2KClO32KCl+3O2↑2H2O2== 2 H2O + O2↑（以上是实验室制氧气）Zn+ 2HCl==ZnCl2+ H2↑Zn+ 2H2SO4==ZnSO4+ H2↑（实验室制氢气）CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑（实验室制二氧化碳气体）七、不常见的某些盐的反应Cu2(OH)2CO32CuO+H2O+CO2↑CuSO4 +5 H2O = CuSO4 ·5 H2O （检验水蒸汽）（白色）（蓝色）CuSO4 ·5 H2O CuSO4 +5 H2O（蓝色）（白色）。
1.化学反应基本规律-复习版
1.定容过程反应热 QV
V2 =V1 △V =0 ∵ △U =Q +W ∴ △U =Q -P△V =QV
2. 定压过程反应热 QP
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V
∴ QP =△U +P△V
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Qp U +pV2 V1
U2 U1+p2V2 -p1V1
(U 2 p2V2 ) U1 p1V1 U pV
令 H=U+pV ——焓
即得 Qp H
恒压热效应在数值上等于体系焓的变化
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焓的性质
❖焓是状态函数，有加和性。
H=U+pV
❖焓的绝对值无法确定，单位J
ΔH=H2-H1
❖焓随温度T 变化
H U p V
ΔH=ΔU+ΔngRT
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内能U（Internal Energy）
系统内部能量的总和。单位J
分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子运动的 能量，核内基本粒子间的核能等。
认识不会穷尽，故绝对值不可知，但改变值可知。
❖ 内能的特点：
内能的绝对值无法确定 内能是体系的状态函数 内能与物质的量n成正比
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参考态元素通常指在所讨论的温度和压力 下最稳定状态的单质。
标准摩尔焓变的计算 以乙炔的完全燃烧反应为例: C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+ H2O（l） 可将此反应分解为四个生成反应：
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关于系统混乱度的增加
混乱度——组成物质的质点在一个 指定空间区域排列和运动的无序程度。
A 第一章 化学反应基本规律 3节资料
D) △U
8. 按热力学上通常的规定，下列物质中标准 摩尔生成焓为零的是（ A) C(金刚石) C) O3(g) ）
√ B) P4(白磷)
D) I2(g)
前面的学习发现，化学反应的自发性与ΔH 或ΔS 都有关系，但究竟是怎样的关系？
二、吉布斯函数变与化学反应进行的方向
利用“水往低处流”这一自发过程，可 以发电，做了非体积功——电功。
5. 在一定温度下，下列反应的ΔrSmӨ>0的是（ A. 2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
）
√
B. CH3COOH(l) → CH3COOH(s)
C. CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g)
D. Al(s) + 3/2 Cl2(g) → AlCl3(s)
6. 下列反应的标准摩尔焓变等于生成物的标
ΔfGmӨ(T) 标准摩尔生成吉布斯函 数：T, 由参考态单质生成1mol化 合物B的标准摩尔生成吉布斯函数 变 单位：kJ· mol-1
ΔfGmӨ(参考态单质, T) = 0
ΔfHmӨ(参考态单质, T) = 0
3
吉布斯函数变的计算
（1）标准态，298K下 ΔrGmӨ(298K)的计算 aA + bB → gG + dD
D Ag+(aq)+Br-(aq)→ AgBr(s)
2. 已知
CuCl2(s)+Cu(s)→2CuCl(s)
Cu(s)+Cl2(g) → CuCl2(s) A.36 B. -36
ΔrHmӨ(1) =170kJ· mol-1
ΔrHmӨ(2) =-206kJ· mol-1
则ΔfHmӨ （CuCl,s）应为（ ）kJ.mol-1
化学反应规律
化学反应规律化学反应是物质之间发生变化的过程，它遵循一定的规律。
通过研究这些规律，我们可以更好地理解和预测化学反应的发生过程。
本文将介绍几个重要的化学反应规律。
一、质量守恒定律质量守恒定律是化学反应中最基本的规律之一。
它指出在任何化学反应中，反应前后的物质总质量保持不变。
换句话说，反应物质的质量等于生成物质的质量之和。
这个规律是基于大量实验观察得出的，可以用来解释化学反应中物质的转化过程。
二、能量守恒定律能量守恒定律是化学反应中另一个重要的规律。
它指出在化学反应过程中，能量的总量保持不变。
化学反应既可以吸收能量，也可以释放能量。
吸收能量的化学反应称为吸热反应，释放能量的化学反应称为放热反应。
能量守恒定律对于研究化学反应的热效应和能量变化具有重要的指导意义。
三、摩尔比例定律摩尔比例定律是描述化学反应物质之间摩尔比例关系的规律。
它表明在化学反应中，不同物质之间的摩尔比例是固定的。
例如，化合物的化学式可以用摩尔比例表示，如H2O表示水分子中氢原子和氧原子的比例为2:1。
摩尔比例定律的发现为研究化学反应的化学计量提供了重要的依据。
四、速率与浓度关系化学反应的速率与反应物的浓度之间存在一定的关系。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
这是因为反应物浓度的增加会增加反应物分子之间的碰撞频率，从而增加反应发生的可能性。
速率与浓度关系的研究对于探索化学反应动力学和反应速率常数具有重要的意义。
五、化学平衡定律化学平衡定律是描述化学反应平衡状态的定律。
它表明在一定条件下，反应物质之间的摩尔比例会达到一个稳定的状态，称为化学平衡。
在化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度之间存在一定的关系，这由平衡常数来描述。
化学平衡定律的发现为研究化学反应的平衡条件和平衡常数提供了重要的依据。
六、速率与温度关系化学反应的速率与温度之间存在一定的关系。
一般来说，反应速率随着温度的升高而增加。
这是因为温度的升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加反应物分子的碰撞能量，提高反应发生的可能性。
化学反应基本规律
单质、氧化物、酸、碱、盐的相互反应基本关系以下各类别物质间可发生反应：1、金属+酸2、金属+盐3、酸性氧化物+碱4、碱性氧化物+酸5、酸+碱6、酸+盐7、碱+盐8、盐+盐具体情况是：1、金属单质+ 酸→盐+ 氢气（置换反应）规律：在金属活动性顺序中排在氢之前的金属，才能置换酸中的氢；注意：常见的盐酸和稀硫酸可以与氢前面的金属反应生成氢气。
因浓硫酸、硝酸具有氧化性，与金属反应，但一般不能生成氢气；如Zn与稀硝酸反应生成Zn(NO3)2、H2O和NO如：锌+稀硫酸：Zn + H2SO4 =ZnSO4 + H2↑铁+稀硫酸：Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑铝+稀硫酸：2Al + 3H2SO4 =Al2(SO4)3 + 3H2↑铁+稀盐酸：Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑镁+稀盐酸：Mg+ 2HCl = MgCl2 + H2↑铝+稀盐酸：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑铜+稀盐酸：不反应银+稀硫酸：不反应特别提示：铁与盐酸、稀硫酸反应生成的盐中铁元素显+2价。
2、金属单质+ 盐溶液→另一种金属+ 另一种盐反应条件：①盐可溶；②在金属活动性顺序中，排在前面的金属才能置换后面的金属。
注意：钾、钙、钠很活泼，在盐溶液中不能置换出金属。
（因先与水反应）如：铁+硫酸铜溶液：Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu锌+硫酸铜溶液：Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu铜+硝酸汞溶液：Cu + Hg(NO3)2= Cu(NO3)2 + HgMg+NaCl溶液：不反应Cu+AgCl：不反应特别提示：铁与盐溶液发生置换反应时，生成物中铁显+2价。
3、碱性氧化物+酸→盐+ 水规律：酸为HCl、H2SO4、HNO3时，它们与任何碱性氧化物都可反应。
其它酸目前暂时不要求掌握。
如：氧化铁+稀盐酸：Fe2O3 + 6HCl =2FeCl3 + 3H2O氧化铁+稀硫酸：Fe2O3 + 3H2SO4 =Fe2(SO4)3 + 3H2O氧化铜+稀盐酸：CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O氧化铜+稀硝酸：CuO + 2HNO3 =Cu(NO3)2 + H2O氧化镁+稀硫酸：MgO + H2SO4 =MgSO4 + H2O氧化钙+稀盐酸：CaO + 2HCl= CaCl2 + H2O4、酸性氧化物+碱→盐+ 水规律：碱为NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2时，它们与任何酸性氧化物都可反应。
化学方程式规律
化学方程式规律一．三个置换反应规律1．酸+金属==盐+氢气反应条件：①酸不能用强氧化性酸，如硝酸(硝酸根的氧化性强于氢离子)、浓硫酸（浓硫酸根的氧化性强于氢离子）,（常用稀硫酸、盐酸）②金属必须位于氢以前（常用Mg、Al、Zn、Fe）Mg+ 2HCl==MgCl2+H2↑Mg+ H2SO4==MgSO4+H2↑2Al+6 HCl== 2AlCl3+3H2↑2Al+3 H2SO4== 2Al2(SO4)3+3H2↑Zn+ 2HCl==ZnCl2+ H2↑Zn+ 2H2SO4==ZnSO4+ H2↑Fe+ 2HCl==FeCl2+H2↑Fe+H2SO4===FeSO4+H2↑2．盐+金属==新盐+新金属反应条件：①盐（反应物）必须溶于水②金属单质（反应物）比盐中金属活泼,不用钾、钙、钠(因为K、Ca、Na放入溶液中首先与水【剂】应先，再于溶液中的盐【溶质】反应) 溶剂溶质的定义溶质，液体叫溶剂。
对于两种液体所组成的溶液，通常把含量较多的组分叫溶剂，少者叫溶质。
分为无机溶剂和有机溶剂两大类。
水是应用最广泛的无机溶剂，酒精、汽油、氯仿及丙酮等是常用的有机溶剂。
Fe+CuSO4==FeSO4+Cu 2Al+3CuSO4==Al2(SO4)3+3CuZn+CuSO4==ZnSO4+Cu Cu+2AgNO3==Cu(NO3)2+2AgCu+Hg(NO3)2==Cu(NO3)2+Hg3．两种还原剂（H2 、、C）跟氧化物反应H2+CuO Cu+H2O C+2CuO 2Cu+CO2↑二．三个分解反应规律1．酸（含氧酸）==非金属氧化物+水【酸可自行分解的是硝酸和碳酸，硫酸和盐酸不行】H2CO3 === H2O+CO2↑HNO3=== H2O+NO2↑2．碱（难溶性）== 金属氧化物+水Cu(OH)2CuO+H2O 2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O3．碳酸盐（难溶性）==金属氧化物+二氧化碳CaCO3CaO+ CO2↑（工业制二氧化碳气体）三．四个化合反应规律1．金属+氧气== 金属氧化物2 Mg+O2 2MgO 3Fe+2 O2 Fe3O42Cu+ O22CuO2．非金属+氧气==非金属氧化物S+O2 SO2 4P+5O2 2P2O5C+O2 CO2 (碳充分燃烧)2 C+O2 2 C O(碳不充分燃烧)2H2+O2 2H2O3．金属氧化物+水== 碱（可溶性）CaO+H2O==Ca(OH)2 Na2O+H2O==2NaOH4．非金属氧化物+水==酸CO2+H2O==H2CO3 SO3+O2==H2SO4 SO2+O2== H2SO3四．五个复分解反应规律1．酸+碱==盐+水反应条件：酸可溶Cu(OH)2+2HCl==CuCl2+H2O Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2OCu(OH)2+H2SO4==CuSO4+2H2O Mg(OH)2+2HNO3==Mg(NO3)2+2H2O2．酸+盐==新酸+新盐反应条件：①酸可溶②生成物要有沉淀或水或气体CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑AgNO3+HCl==AgCl↓+HNO3Na2CO3+H2SO4==Na2SO4+H2O+CO2↑H2SO4+BaCl2==2HCl+BaSO4↓H2SO4+Ba(NO3)2==2HNO3+BaSO4 ↓3．盐+碱==新盐+新碱反应条件：反应物都溶于水，生成物至少有一种不溶（前溶后沉）CuSO4+2NaOH==Cu(OH)2↓+Na2SO4 FeCl3+3NaOH==Fe(OH)3↓+3NaCl Na2CO3+Ca(OH)2==2NaOH+CaCO3↓CuSO4+Ba(OH)2==Cu(OH)2↓+BaSO4 ↓4．盐+盐==新盐+新盐反应条件：反应物都溶于水，生成物至少有一种不溶（前溶后沉）NaCl+AgNO3==NaNO3+AgCl↓Na2SO4+BaCl2==2NaCl+BaSO4 ↓Na2SO4+Ba(NO3)2==2NaNO3+BaSO4 ↓5．酸+金属氧化物==盐+水反应条件：酸可溶Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O Fe2O3+3H2SO4==Fe2(SO4)3+3H2O CuO+2HCl==CuCl2+H2O CuO+ H2SO4==CuSO4+H2OMgO+2HNO3==Mg(NO3)2+H2O五．其它反应1．碱+非金属氧化物==盐+水（不属于四种化学反应基本类型）2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O（吸收CO2 ）2NaOH+SO2==Na2SO3+H2O（吸收SO2）2NaOH+SO3==Na2SO4+H2OCa(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O（检验CO2 ）2．一种还原剂CO跟氧化物反应（氧化还原反应）CO+CuO Cu+CO23CO+Fe2O32Fe+3 CO2↑六、重要反应1．实验室制取三种气体（常用方法）2KMnO4K2MnO4+MnO2+ O2↑2KClO32KCl+3O2↑2H2O2== 2 H2O + O2↑（以上是实验室制氧气）Zn+ 2HCl==ZnCl2+ H2↑Zn+ 2H2SO4==ZnSO4+ H2↑（实验室制氢气）CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑（实验室制二氧化碳气体）七、不常见的某些盐的反应Cu2(OH)2CO32CuO+H2O+CO2↑CuSO4 +5 H2O = CuSO4 ·5 H2O （检验水蒸汽）（白色）（蓝色）CuSO4 ·5 H2O CuSO4 +5 H2O（蓝色）（白色）。
化学反应的基本规律
反应热（Q）
四、恒容反应热和恒压反应热
恒容反应：
即：恒容反应热等于体系的内能变化。
ΔU=Q－W=Qv－W体 = Qv
恒压反应：
W = W体= p·△V = p(V2 － V1 )
20、适用条件：
应用：对于一定状态下的理想气体，已知其中几个物理量，可以求未知量：p、V、n、T。
40、公式变换：
二、分压定律
如果几种理想气体混合在一起，相互之间不发生化学反应，那么每种气体的分压和混合气体的总压之间，遵循道尔顿分压定律： 即：混合气体的总压力等于混合气体中各组分的分压之和。 A,B,C …i…
两个容器的器壁承受的压力是否相同？
A B
每种组分气体仍然遵守理想气体状态方程
01
02
03
04
设混合气体含有A、B两组分气体，方程变换如下：
xi- i组分气体的摩尔分数。
即：组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。
05
已知总压、组分的物质的量，可以计算分压。
按体系和环境的相互关系不同，可将体系分为以下三类：
敞开体系
封闭体系
孤立体系
状态函数
状态函数就是描述体系状态的物理量。状态函数的2大特性： 体系的状态一定，状态函数就有确定的值； 体系的始态和终态一定时，状态函数的变化值为一定值， 与体系的变化途径无关。
二、内能、热和功的概念
一杯水：
ΔT＝80℃－20℃＝60℃
PO2= 同理PN2=
【例1】 某温度下，将2×105Pa的O2(3 dm3)和3×105Pa的N2(6 dm3)的充入6 dm3的真空容器中，求混合气体的各组分的分压及总压。 PA=PO2 +P N2= 1×105+3×105= 4×105（Pa）
初高中化学反应规律汇编
[关键词]化学反应基本类型：化合反应分解反应置换反应复分解反应氧化还原反应：氧化反应还原反应氧化剂还原剂氧化产物还原产物被氧化被还原氧化性还原性离子反应（离子方程式）放热反应吸热反应可逆反应2．化学基本反应类型：化合反应：由两种或两种以上物质生成另一种物质的反应，叫做化合反应。
分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其他物质的反应，叫做分解反应。
置换反应：由一种单质跟一种化合物起反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应叫做置换反应。
复分解反应：由两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应，叫做复分解反应。
3．化学反应规律1～18种具体反应规律：1．金属＋O2＝金属氧化物（化合反应）2．某些金属氧化物＋H2O ＝碱（化合反应）3．某些碱金属氧化物＋H2O （分解反应）4．金属氧化物＋H2（或C）金属＋H2O（或CO2）（置换反应）5．非金属＋O2＝非金属氧化物（化合反应）6．某些非金属氧化物＋H2O ＝酸（化合反应）7．某些酸非金属氧化物＋H2O （分解反应）8．酸＋碱＝盐＋水（复分解反应）9．碱＋盐＝新碱＋新盐（复分解反应）10．酸＋盐＝新酸＋新盐（复分解反应）11．盐＋盐＝新盐＋新盐（复分解反应）12．金属＋酸＝盐＋H2↑（置换反应）13．金属＋盐＝新金属＋新盐（置换反应）14．金属＋非金属＝无氧酸盐（化合反应）15．金属氧化物＋非金属氧化物＝含氧酸盐（化合反应）16．某些含氧酸盐金属氧化物＋非金属氧化物（分解反应）17．金属氧化物＋酸＝盐＋H2O （复分解反应）能与酸反应生成盐和水的金属氧化物也叫碱性氧化物18．非金属氧化物＋碱＝盐＋H2O （复分解反应）能与碱反应生成盐和水的非金属氧化物也叫酸性氧化物二、化学反应1．化学反应的书写：化学方程式①用化学式表示化学反应的式子，叫做化学方程式。
9．氧化还原反应、氧化剂、还原剂氧化反应：物质跟氧发生的化学反应叫氧化反应。
还原反应：含氧化合物里的氧被夺去的反应，叫做还原反应。
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(4) 《大学化学原理及应用(上下册)》，樊行雪、方国女编，化学工 业出版社，2000.
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开篇：为什么学化学？
什么是化学？ 学了化学能干什么？ 什么人要学化学？
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什么是化学
化学是自然科学的一种，在分子、原子层次 上研究物质的组成、性质、结构与变化规律；创 造新物质的科学。
❖ 化学反应的速率 活化能（Ea）
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化学反应基本规律—热力学初步
热力学：研究自然界各种形式能量之间的转化规
律，以及能量转化对物质的影响的科学。
热力学
经典热力学 统计热力学
物理热力学
工程热力学
化学热力学
.……
化学热力学：用热力学的基本原理研究化学现象 以及与化学有关的物理现象的科学。
世界由物质组成，化学则是人类用以认识和 改造物质世界的主要方法和手段之一。
它是一门历史悠久而又富有活力的学科，它 的成就是社会文明的重要标志，化学中存在着化 学变化和物理变化两种变化形式。
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学了化学能做什么
研究自然界并试图了解它
创造自然界不存在的新物质和完成化
学变化的新途径
材料
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研究内容-两个方面
❖以热力学第一定律为基础，研究化学变化 中的能量转换问题，计算化学变化中的热 效应。 C(s)+O2(g)=CO2(g)
❖以热力学第二定律为基础，研究一定条件 化学反应进行的方向和限度。
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高炉炼铁
Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)
❖问题：CO不能完全反应，出口总有22-28% CO ❖ 以前认为是CO和铁矿石接触时间不够 ❖ 解决方法：加高炉身，升高炉温 ❖ 结果：出口CO并未见明显减少 ❖ 原因：热力学计算表明，此反应不能进行完全
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1.1.1 化学热力学的基本概念
1.系统和环境
系统：作为研究对象而有目的地 划分出来的一部分物质及空间
❖ 第一类永动机的失败
❖ 焦耳热功当量实验的成功
自然界的一切物体都有能量，能量有各种不同的表现形式 ，它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，但在转化和传递的过程中能量的总量保持 不变。
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内能U（Internal Energy）
体系内部能量的综合。热力学能，单位J
1. 敞开系统
2. 封闭系统
系统 system
3. 孤立系统
环境：与系统密切相关的其它部分 相：系统中物理性质和化学性质完全相同的部分
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2. 状态与状态函数
状态：用来表述系统的性质（压力、体积等）的综合
确定系统状态的物理量叫状态函数，如：温度T、压力p、体 积V、质量m、密度ρ等
热力学第一定律的数学表达
1、热力学第一定律（The first law of thermodynamics）
有机高分子化合物及高分子材料
化学与现代科学
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看到一个化学反应式，我 们最关注的问题是什么？
2CO+O2=2CO2 H2O=H2+O2
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第一章 化学反应基本规律
主要内容
❖ 化学反应的质量和能量守恒 热力学第一定律 焓（H）
❖ 化学反应的方向和限度 热力学第二定律 熵（S） 化学平衡
❖ 状态函数的主要特点： 相互之间具有制约性 系统的状态一定，状态函数 确定 系统状态变化，状态函数的 改变取决于始态和终态，与 途径无关。
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3.过程和途径
过程：系统的状态发生任何变化 称为过程 途径：实现过程的具体步骤
4. 热力学标准态
气体：pθ=100kPa下，表现出理想气体性质的状态 溶液： pθ=100kPa及b θ=1mol·kg，理想稀溶液 液体和固体：处于标准压力下的纯液体、纯固体
使用教材：曲保中 等，《新大学化学》（第三版）科
学出版社2012。
参考教材：
(1) Chemical Principles, Peter Atkins, Loretta Jones, 2nd Ed., W. H. Freeman and Company, 2001.
(2) 《现代化学基础》，崔爱莉、沈光球等编，第二版，清华大学出 版社，2008.
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思考题
❖状态函数都具有加和性
（）
广度性质和强度性质
❖系统的状态发生改变时至少有一个状态函
数发生了改变
（）
❖NaCl是固体，水是液体，因此NaCl溶于水
后形成的系统具有两相
（）
❖将NaCl和KCl混合充分研磨后ห้องสมุดไป่ตู้系统只有一
个相
（）
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1.1.2 热力学第一定律
生物、医学 农业、环境
机械、冶金
化学
……
物理
地质
计算机
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什么人要学化学
…
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课程内容
第一章 第二章 第三章 第四章 第五章 第六章 第七章 第八章
化学反应基本规律
溶液与离子平衡 氧化还原反应电化学
基本理论
物质结构基础
金属元素与金属材料
非金属元素与无机非金属材料
材料化学
分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子运动的 能量，核内基本粒子间的核能等。
认识不会穷尽，故绝对值不可知，但改变值可知。
❖ 内能的特点：
具有加和性 内能是体系的状态函数 内能的绝对值无法确定
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热量Q（Heat）
❖热—由于温度不同，体系和环境间传递的 的能量。单位J
热不是状态函数
大学化学
授课人：焦志伟 电话：13810497765 二实验楼214 jiaozw@
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本课程考察办法
❖笔试：70分 ❖实验：20分
2个实验，每个10分，包括实验预 习报告，实验报告等内容
❖出勤与作业：10分
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教材
说明：理论课程28学时，实验课4学时。
规定
吸热使体系能量增加，Q＞0，为正值 放热使体系能量减少，Q＜0，为负值
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功W（Work）
❖功—体系和环境间除热以外以其它各种形 式传递的能量。单位J 体积功W体和非体积功W΄
❖功不是状态函数 ❖规定：
体系对环境做功，W＜0，为负值 环境对体系做功，W＞0，为正值
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