1.化学反应基本规律-复习版
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。
化学反应复习PPT课件(初中科学)
相对原子质量：H-1 C-12 O-16 S-32 Cl-35.5 K-39 Ca-40
试计算下列化学式的相对质量
2H2O2 CaCO3 2KClO3 3O2
68
100
245
96
➢例1、完全燃烧多少克镁，可生成10克氧化镁？（Mg:24 O:16）
【书写格式】
【解题步骤】
解：设需完全燃烧镁X 。
可燃物燃烧时不一定都与 氧气
反应。
练习：
由干燥的氯酸钾和二氧化锰组成的 混合物的质量为9.9g。把该固体混合物 放到大试管中加热，反应完全后，冷却 到反应前的温度，称得试管中固体物质 的质量为7.2g。
（1）求原混合物中氯酸钾的质量。
（2）反应后试管中固体物质是什么？ 它们的质量各是多少？
解 解：根据质量守恒定律，生成氧气为9.9g-7.2g=2.7g
答:产生氧气1.6克，合体积1.12升。
练习3：把一定质量的碳放在一定质量的氧气 中燃烧。实验数据如下表：
第一次 第二次 第三次
氧气质量／克
８
１６ ２４
碳质量／克
３
１２ ６
生成的CO2的质量／克 １１ ２２ ２２
（1）这三次实验，从数据看，哪几次符合 质量守恒定律？
（哪2）种第物二质次有实剩验余为？什余么下不多生少成克2？8C克6ＣgＯ２？ （哪3）种第物三质次有实剩验余为？什余么下不多生少成克3？0o克2 Ｃ8gＯ２？
3 CO2+ 4 Na
高温 高压
C+2 Na2CO3
1、质的方面： 表示参加反应是什么物质，结果生成什么物质； 表示反应物在什么条件下进行反应。
2、量的方面： 表示反应物、生成物各物质之间的分子数比； 表示反应物、生成物各物质之间的质量比。
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。
有机化学反应类型归纳及复习
有机化学反应类型归纳及复习2009.10.2一、取代反应 1．概念：有机物分子里某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应。
2．能发生取代反应的官能团有：醇羟基（－OH ）、卤原子（－X ）、羧基（－COOH ）、酯基（－COO －）、肽键（－CONH －）等。
（1）烷烃卤代条件：光照，卤素为纯卤素，如氯气，溴蒸气（不能是溴水） 产物：卤代烃（R-X ）+ 卤化氢（HX ）（2）苯及苯的同系物卤代条件：催化剂（Fe ），纯卤素：苯环上的氢被取代 光照；纯卤素：苯环侧链上的氢被取代（3）卤代烃水解条件：NaOH 水溶液。
其中水是反应物，NaOH 能促进水解平衡向右移动C 2H 5-Br + H -OH −−−→−∆/NaOH C 2H 5OH + HBr ； 生成的HBr 能与NaOH 继续反应：NaOH+HBr →NaBr+H 2O两个方程式综合起来，也可以写成：C 2H 5-Br + NaOH −→−∆C 2H 5OH + NaBr （4）醇：成醚：CH 3CH 2-OH+H-O-CH 2CH 3−−−−→−C140/浓硫酸CH 3CH 2-O-CH 2CH 3+H 2O 卤化：CH 3CH 2—OH +H —Br −→−∆CH 3CH 2Br + H 2O （5）酚：卤化、硝化（6）羧酸酯化：条件：浓硫酸；加热R-COO-H + H-O-R ′−−−→−∆/浓硫酸R-COO-R ′+ H 2O （7）酯水解条件：酸性水解或碱性水解;碱性水解生成了盐，要通过酸化变成酸溶液，然后经过蒸馏得到有机酸。
CH 3COOC 2H 5＋H 2O −−−→−∆/浓硫酸CH 3COOH ＋C 2H 5OH ；RCOOR ′＋NaOH −→−∆RCOONa ＋R ′OH 3．能发生取代反应的有机物种类如下图所示：二、加成反应 1．能发生加成反应的官能团：双键、三键、苯环、羰基（醛、酮）等。
（1）C=C 与H2、X2、HX 、H2O ： （2）C ≡C 与H2、X2、HX 、H2O ： （3）苯与H2（4）醛、酮与氢气加成： （5）油脂氢化：2．加成反应有两个特点：①反应发生在不饱和的键上，不饱和键中不稳定的共价键断裂，然后不饱和原子与其它原子或原子团以共价键结合。
《化学反应原理》全册知识点归纳
《化学反应原理》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(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△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钠与水的反应常见的吸热反应：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盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵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)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量：1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜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。
高二化学知识点：化学反应原理复习
高二化学知识点：化学反应原理复习下面是小编给大家整理的一份高二化学知识点：化学反应原理复习资料，希望能够帮助大家学习化学这门功课，考出一个好成绩。
高二化学知识点：化学反应原理复习【知识讲解】第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
化学反应规律知识点总结
化学反应规律知识点总结一、化学反应的基本概念化学反应是指物质之间发生相互作用，形成新的物质的过程。
化学反应包括化学变化和化学平衡两个基本过程。
1. 化学变化化学变化是指化学反应中发生的物质的性质和组成的改变。
常见的化学变化包括氧化、还原、电离、水解、酸碱中和等。
2. 化学平衡化学平衡是指化学反应中反应物和生成物的浓度或物质的量处于一种相对稳定的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的浓度或物质的量保持一定的比例关系。
二、化学反应的类型化学反应包括合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应等不同类型。
1. 合成反应合成反应是指两种或两种以上的物质在一定条件下结合成一种新的物质的化学反应。
例如，2H2 + O2 → 2H2O，氢气和氧气生成水。
2. 分解反应分解反应是指一种物质在一定条件下分解成两种或两种以上的物质的化学反应。
例如，2H2O → 2H2 + O2，水分解成氢气和氧气。
3. 置换反应置换反应是指一种物质中的原子或离子与另一种物质中的原子或离子交换位置，形成新的物质的化学反应。
例如，2Na + 2H2O → 2NaOH + H2，钠和水反应生成氢气和氢氧化钠。
4. 双替换反应双替换反应是指两种物质中的离子相互交换，形成新的物质的化学反应。
例如，HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
三、化学反应的速率化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
化学反应的速率与反应物的浓度、温度、压力等因素有关。
1. 反应物的浓度反应物的浓度越高，化学反应的速率越快。
反之，反应物的浓度越低，化学反应的速率越慢。
2. 温度温度越高，化学反应的速率越快。
高温会增加分子的随机热运动，使分子之间的碰撞频率增加，从而加快化学反应的速率。
3. 压力在气相反应中，压力越高，化学反应的速率越快。
高压会减小气体分子之间的距离，增加分子之间的碰撞频率，从而加快化学反应的速率。
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。
中学化学反应基本类型的归纳及规律
中学化学反应基本类型的归纳及规律一、化合反应1、金属单质或非金属单质与氧的化合。
活泼性强的金属易与氧化合，反之难化合。
如：K、Na、Ca常温与O2化合迅速，Ag、Pt、Al加热也不与O2反应。
氧化性显著的非金属一般难或不与O2化合，还原性强些的非金属容易与O2化合。
如：Cl2、Br2、I2不与O2化合，N2与O2难反应，P、C与O2可燃烧，变价元素与O2在不同条件下常形成不同价态的化合物，Fe与O2加热形成Fe2O3，燃烧形成Fe3O4。
2、酸性化合物与碱性化合物的化合。
两者相对的酸、碱性相差越大，则越易化合。
如：CaO与SO3易化合，Ca与SiO2需高温才能化合，CO2与CuO、Al2O3不反应，NH3与H2SiO3难或不反应、与HCl易反应。
3、氧化物的水化。
少数碱性氧化物，如K—Mg的氧化物反应生成碱，两性氧化物与水均无反应，酸性氧化物大部分与水反应，SiO2例外。
二、分解反应1、氧化物分解。
活泼金属氧化物一般加热不分解，不活泼金属氧化物一般加热分解，如Ag2O、CaO；活泼非金属氧化物一般不稳定，不活泼非金属氧化物常难以热分解，如P2O5、SiO2。
2、气态氢化物的热分解。
一般强非金属气态氢化物难分解，弱非金属气态氢化物较易分解。
3、含氧酸的分解。
多数含氧酸能分解成酸性氧化物和水，但H3PO4可视为加热不分解。
4、盐的分解。
铵盐一般热分解成氨和酸。
强氧化性不稳定酸的铵盐热分解复杂，发生氧化还原反应。
非氧化性含氧酸盐对应酸酐挥发难分解，碳酸盐多数热分解，但K2CO3、Na2CO3例外，而硝酸盐全分解。
活泼金属硝酸盐热分解为亚硝酸盐和O2，中等活泼的分解为NO2、O2与金属氧化物，很不活泼金属硝酸盐热分解出NO2、O2和金属单质。
其它盐如KClO3、KMnO4、AgBr等受热也分解。
三、复分解反应1、酸性氧化物跟碱的反应。
但不溶性氧化物与碱一般需加热，如NaOH与SiO2。
碱与过量酸性氧化物作用生成酸式盐。
化学反应规律
化学反应规律化学反应是物质发生变化的过程，它遵循一定的规律。
了解和掌握化学反应规律对于理解化学现象、解决实际问题以及推动科学进步都具有重要意义。
本文将介绍化学反应规律及其相关内容。
一、化学反应的速率化学反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量。
化学反应速率受到多种因素的影响，主要包括温度、浓度、催化剂和物理状态等。
1. 温度对反应速率的影响温度是影响反应速率的重要因素之一。
一般来说，随着温度的升高，反应速率会加快，因为热引起了反应物分子的热运动增加，使它们更容易发生有效碰撞。
2. 浓度对反应速率的影响浓度是指单位体积内溶液或气体中溶质或气体的含量。
浓度的增加会导致反应物分子之间的碰撞频率增加，从而提高反应速率。
3. 催化剂对反应速率的影响催化剂是能够在反应中降低活化能的物质。
它通过提供一个新的反应途径，使反应物更容易转化为产物，从而加速反应速率。
催化剂在反应结束后并不发生化学变化，可以反复使用。
4. 物理状态对反应速率的影响物理状态的改变也会对反应速率产生影响。
一般来说，固态反应速率比液态反应速率慢，而气态反应速率相对较快。
这是因为固体分子之间的相互作用较强，排列有序；而气体分子之间相互距离较大，容易发生碰撞。
二、反应平衡在许多化学反应中，反应物会转化为产物，但并不是所有反应都会完全转化。
一些反应在一定条件下会达到动态平衡。
1. 动态平衡的特征动态平衡是指在封闭系统中，反应物与产物之间的浓度保持一定比例的状态。
在动态平衡下，反应物和产物之间的反应速率相等，表现为宏观上看到的物质总量保持不变。
2. 影响动态平衡的因素动态平衡的方向和位置受到多种因素的影响。
改变温度、浓度和压力等条件可以改变平衡位置，使反应向着生成物或反应物方向移动。
三、化学反应速率与反应物质量关系化学反应速率与反应物质量之间存在一定的关系。
1. 反应速率与反应物质量的关系在化学反应中，反应速率与反应物质量的浓度成正比。
如果反应物质量增加，反应速率也会随之增加；反之，反应物质量减少则反应速率减小。
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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。
r
Hθ m,298.15
RT2
+
r
Sθ m,298.15
R
－
ln
K2θ K1θ
Hθ r m,298.15 R
1
T1
1 T2
Hθ r m,298.15 R
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1.1.4 盖斯（Hess）定律和反应热效应的计算
H为状态函数 H=H2-H1
H与过程无关，具有加和性
所以恒压反应热效应数值上 与化学反应的途径无关
Hess定律：化学反应的反应热（在定压或定容下 ）只与物质的始态和终态有关，而与变化的途径 无关。
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可求
Gθ 298.15 K
其它T
下：可化为
H
θ T
H θ 298.15 K
STθ
S θ 298.15k
求出任意温度下的G
代入Gibbs方程
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（2）由fG m,298.15来求
Gθ f m,298.15
——标准摩尔生成自由焓（查附表1）
定义：（与fH m,298.15相似）
•
p(B)/p
b
K ϴ 是量纲为1物理意义：
Kθ 值越大，反应向正方（右）进行得越彻底（转化
率越大）；
K θ 值越小，反应向正方（右）进行的趋势越小；
2）平衡常数的性质：
Kθ值不随浓度(分压)而变化，但受温度影响
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（3）关于平衡常数表达式: a) 与反应方程式写法有关； b) 固体或纯液体不出现在平衡常数表达式中； c) 适用于一切平衡系统。
B ( pB / p )B
2 p(NH3) / p 2 2 p(N2 ) / p 2 p(H2 ) / p
3
K 4
K
即：针对合成氨反应，增加压力将导致反应向 右进行
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2. T 对K 影响：
由
rGmθ,T RT ln Kθ
r
Hθ m,T
-T
r
Sθ m,T
Gθ r m,298.15
Gθ
B f m,298.15
B
单位：kJ·mol-1
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(3) 任意状态下反应的G （非标态）
恒温恒压，任意状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm(T)与标准 状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm (T)之间有如下关系:
ΔrGm(T)=ΔrGθm (T)+RTlnПB(pB/pϴ)υB
低温自发
→NH4Cl(s)
高温自发 CaCO3（g）→ 低温非自发 CaO +CO 北方工业大学机(s械)与材料工程2学(g院)
2、吉布斯函数变的计算
（1）由Gibbs方程来求
Gθ Hθ TSθ
恒T ： Gθ H θ TSθ （T 对G 影响）
查表求出
H
θ 298.15
K，S
θ 298.15 K
我们看一个混乱度增加的例子：
这是气体在自动扩散，混乱度增大了。
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一、熵（ entropy ）与熵变
1、熵（S）：表征系统内部质点混乱度和无序度
混乱度
（有序程度）
几点说明：
S
单位： J ·mol-1 ·K-1
1. 系统越混乱，熵越大
2. 熵是系统的状态函数
3. 温度增高，熵值越大 4. 同一物质，气态的熵大于液态的熵，液态的熵大于固态的熵 5. 分子愈复杂熵值越大 6. 固态或气态溶解后熵值增加。但气体溶于固态或液体后熵 值减小，气体溶于气体后熵值增加
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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
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
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相：系统中物理性质和化学性质完全相同的部分 相与相之间有明显的界面
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恒压下ΔH、ΔS 和T 对反应自发性的影响
类 型 ΔH
ΔS
ΔG =
ΔH-TΔS
反应 情况
举例
1 -+ 2+ 3- 4+ +
－
＋
高温为+ 低温为高温为低温为+
任何温度 下皆自发
2O3(g)→3O2(g)
任何温度 下非自发
CO(g)→ C(s) +1/2O2(g)
高温非自发 HCl(g)+NH3(g)
力（pB）之和,称为分压定律：
P =ΣB pB
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3. 化学反应进行的程度-化学平衡
可逆反应进行到一定程度时，系统中反应物 与生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎 已“停止”。系统的这种表面上静止的状态叫 做化学平衡状态。
化学平衡是一种动态平衡。 平衡时，正、逆反应速率相等。
1. 分压、总压力对化学平衡的影响
p(G) / p
g
p(D) / p
d
p( A) / p
a
p(B) / p
b
增加反应物压力或浓度，反应向右进行，增加产 物压力或浓度反应向左进行
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对于一个有气体参加的化学反应
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)
改变系统总压力，如总压力增大一倍，则：
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热量Q（Heat）
热力学中将能量交换形式分为热和功。
❖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
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΄
G H TS 自由焓，状态函数
并证明
W最' 大 G
体系在可逆过程做最大有用功
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ΔG =ΔH- TΔS
G 0 G 0 G 0
自发 平衡 非自发
恒T、P反应 自发性判据
在标态下： Gθ 0 来判断自发进行的方向
反应能否自发进行，不但和其焓变有关， 而且和其熵变有关
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化学平衡常数 实验表明，在一定温度下，化学反应 处于平衡状态时，各有关物质浓度（分 压)之积的比值是一个确定的值。
如：对于平衡：aA + bB gG + dD
Kc cg (G) cd (D) 称浓度平衡常数
ca (A) cb (B)
Kp pg (G) pd (D)
pa (A) pb (B)
称分压平衡常数
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化学平衡常数
对于一个处于平衡态的化学反应
标准平衡常数：
K B ( pBeq / p )B
例如，对于反应: aA(g)+bB(g) gG(g)+dD(g)
有：
p(G)/p
g
•
p(D)/p
d
K
p(A)/p
a
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熵增原理
研究发现：一个孤立体系总是朝着熵值增加的方向 自动进行——熵增原理 ΔS(孤)＞0
标准摩尔熵
1912年Plank提出：任何纯物质的完美晶体在0 K时S
为零——热力学第三定律
即 S0K 0
Sm(298.15K)可
查附表2
在 T K时：（0 KT K）
S ST K S0K ST K ——物质的绝对熵
例如：
H2O CCl4
（油-水界 面亦如此）