第一章化学反应一般原理
化学选修4(化学反应原理)第一章第一节化学反应与能量的变化 .ppt
二、热化学方程式 热化学方程式∶能表示参加 反应 物质的量 和反应热 的关系的化学方程式。
【练习】
1、1molC与1molH2O(g)反应生成1molCO(g) 和1molH2(g)，需吸收131.5kJ的热量，该反 应的反应热为△H= ＋131.5 kJ/mol。 2、拆开1molH—H键、1molN—H键、1mol N≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ， －92kJ/mol 则1molN2生成NH3的反应为： ，1mol H2 －30.67kJ/mol 生成NH3的反应热为： 。
30.5克
4、已知： S(s) + O2(g) = SO2(g) ΔH =－290.6KJ， 求 1.6克硫燃烧成为SO2气体放出多少热量？
14.53KJ
思考与交流
热化学方程式与普通 化学方程式有什么区别？正确书写其应当 注意哪几点？
小结∶热化学方程式不单表示了反应物和生 成物的关系，而且表示了反应的热效应。
D、1/2CH4 (g)＋O2 (g) ＝1/2CO2 (g) ＋H2O (l) ΔH = -890 kJ/mol
3、已知
（1）H2(g)＋1/2O2 (g) ＝H2O (g) ΔH1 = a kJ/mol
（2）2H2(g)＋O2 (g) ＝2H2O (g) ΔH2 = b kJ/mol
（3） H2(g)＋1/2O2 (g) ＝ H2O (l) ΔH3 = c kJ/mol （4） 2H2(g)＋O2 (g) ＝2H2O (l) 则a、b、c、d的关系正确的是 C ΔH4 = d kJ/mol 。
A、 2CH4 (g)＋4O2 (g)＝2CO2 (g)＋ 4H2O (l) ΔH = +890 kJ/mol B、 CH4 ＋2 O2 ＝ CO2 ＋ H2O C、CH4 (g)＋2 O2 (g) ＝CO2 (g) ＋2H2O (l) ΔH = －890 kJ/mol ΔH = －890 kJ/mol
化学反应原理第1章第1节化学反应的热效应
1mol
C→CO2 H→H2O(l) N→N2 S→SO2等。
不一定是1mol 生成的水为1mol
相 同 点
能量变化
放热反应
△Q＜0 单位：kJ/mol 讲燃烧热或中和热的大小：不带“-”号
△Q
1、下列热化学反应的描述中正确的是
A．HCl和NaOH反应的中和热Δ H＝－57.3kJ/mol， 则H2SO4和Ca(OH)2反应的中和热Δ H＝2×(－57.3)kJ/mol
一、化学反应的反应热
1、定义：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，简称为反应热。 2、符号：用Q表示 Q<0，表示放热；Q>0，表示吸热； 3、单位：J/mol或kJ/mol 4、测量工具：许多化学反应的反应热可 以直接测量，其测量仪器叫做量热计
4.表示的意义：
例如:C的燃烧热为393.5kJ／mol(叙述燃烧热时，用正值)， 表示: 在101kPa时1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。 ★ ★ ★燃烧热是以1mol物质完全燃烧放出的热量来 定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃 烧1mol物质为标准来配平其余物质的系数。例如：
1mol
～ 285.8 kJ
H2(g)+ 2 O2(g)=H2O(l) 2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)
1
△H(298K)=
－285.8 kJ· -1 mol －571.6 kJ· -1 mol
△H(298K)=
2mol
～
571.6 kJ
H2O(l)＝H2(g)+ 1/2 O2(g) △H(298K)= + 285.8 kJ· -1 mol
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
化学反应基本原理
状态函数的广度性质:具有加和性。如V,m等
（Ⅰ）
终态
始态
（Ⅱ）
一、表征化学反应的用语和概念
系统的热力学能(内能)是系统内部能量的总和，
其中包括系统内部分子的平动能、转动能、振动
能，分子间势能，电子运动能，核能等。用符号 U表示。
U 2 U1 U
在一定条件下，系统的热力学能与系统 中物质的量成正比，即热力学能具有加和 性。热力学能是一个状态函数。
t 0
3.0
10.0
7.0
0
2.0
(mol)
(mol)
t t1时 2.0
' 1
n N2
N
2
(2.0 3.0)mol 2.0mol 1/ 2
反应进度必须对应具体的反应方程式。
一、表征化学反应的用语和概念
反应进度的单位也是摩尔(mol)，从下式可以 看出，摩尔表示原子、分子微粒，也可以表示他
△fHmθ(H2O，l，298.15K ) = − 285.83kJ·mol-1。
四、反应的标准摩尔焓变的计算
1.盖斯定律(Hess’s law):
无论化学反应是一步完成还是 分几步完成，其热效应(恒压或恒容) 只与反应系统的始态和终态有关， 而与变化的途径无关。此定律是 1840 年 ，俄国化学家盖斯分析总 结大量化学反应热效应的实验数据， 得出的一条重要定律。例如，在标 准条件下，298.15 K下，碳完全燃 烧生成CO2有两种途径，
氢离子的标准摩尔生成焓为零，即
△fHmθ(H+，aq，298.15K)=0
H+(aq)表示水合氢离子。
三、物质的标准摩尔生成焓
例如：C（石墨）+ O2（g）= CO2（g）
化学选修化学反应原理人教版全部
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系
的化学方程式
H2H24822((15gg..88))++kkJJ1212//mmOO22oo((llgg))====HH22OO((gl))
△H=－ △H=－
3、热化学方程式需注明各物质的状态。 普通化学方程式不需注明物质的状态。
★书写热化学方程式的注意事项
E E ∆H＝ （生成物的总能量）－ （反应物的总能量） E E ∆H＝ （反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量）－
（生成物分子化学键形成时所释放的总能量）
我们已经认识了反应热，那么如何在化 学方程式中正确反映其热量的变化？
二、热化学方程式
什么是热化学方程式？
表示参加反应物质的量和反应热的关系 的化学方程式，叫做热化学方程式。
若： △H > 0 则为吸热反应 △H为“+” ， Q<0 △H < 0 则为放热反应 △H为“-” ， Q>0
Ⅲ：通过实验直接测得→掌握中和热的测定
键能: 破坏1 mol 共价键吸收的能量或形成1 mol 共价键放出的能量 键能恒取正值
表现 行式
放热反应
吸热反应
△H﹤0或△H为“—” △H﹥0或△H为“+”
184.6KJ/mol
而这些书写也是对的！！！
（练习与巩固）依据事实，写出下列 反应的热化学方程式∶
（１）1mol碳完全燃烧放出393.5KJ的热量； （２）1克甲醇燃烧生成二氧化碳和液态水时放
热22.68KJ； （３）1mol氯气和水蒸气通过灼热的炭层反应，
生成氯化氢和二氧化碳放出145KJ的热量。
燃烧的热化学方程式正确的是 B
A. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ B. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b
无机化学-化学反应的一般原理
ST⊙
214
70
161
205
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。
《化学反应原理》全册教案
《化学反应原理》全册教案第一章：化学反应与化学平衡1.1 化学反应的基本概念了解化学反应的定义和特征掌握化学反应的分类和反应物、物的概念1.2 化学平衡理解平衡态的概念和平衡状态的判断学习平衡常数及其表达式掌握勒沙特列原理及其应用第二章：化学反应速率与化学动力学2.1 化学反应速率了解反应速率的定义和表示方法学习反应速率与反应物浓度的关系掌握反应速率常数及其表达式2.2 化学动力学学习化学反应速率方程掌握活化能和活化分子的概念了解阿伦尼乌斯方程及其应用第三章：化学反应的化学计量学3.1 化学反应的化学计量关系学习化学方程式和反应的化学计量数掌握物质的量与质量、体积的关系理解化学反应的限定反应物和过量反应物3.2 化学反应的平衡计算学习化学反应的平衡常数表达式掌握平衡常数的计算和应用理解勒沙特列原理在平衡计算中的应用第四章：酸碱反应与酸碱平衡4.1 酸碱反应的基本概念了解酸碱的定义和特征学习酸碱的分类和酸碱离子化方程4.2 酸碱平衡理解酸碱平衡的概念和平衡状态的判断学习酸碱平衡常数及其表达式掌握勒沙特列原理在酸碱平衡中的应用第五章：氧化还原反应5.1 氧化还原反应的基本概念了解氧化还原反应的定义和特征掌握氧化还原反应的分类和氧化还原数的变化5.2 氧化还原平衡理解氧化还原平衡的概念和平衡状态的判断学习氧化还原平衡常数及其表达式掌握勒沙特列原理在氧化还原平衡中的应用第六章：沉淀反应与溶解度平衡了解沉淀反应的定义和特征学习沉淀反应的分类和溶解度积的概念6.2 溶解度平衡理解溶解度平衡的概念和平衡状态的判断学习溶解度积常数及其表达式掌握勒沙特列原理在溶解度平衡中的应用第七章：配位化合物与配位反应7.1 配位化合物的基本概念了解配位化合物的定义和特征学习配位化合物的分类和配位数的概念7.2 配位反应理解配位反应的定义和特征学习配位反应的分类和配位键的形成第八章：有机反应与有机合成8.1 有机反应的基本概念了解有机反应的定义和特征学习有机反应的分类和有机反应物、物的概念8.2 有机合成理解有机合成的定义和目的学习有机合成的方法和策略第九章：电化学与电化学反应了解电化学的定义和特征学习电化学的分类和电极反应的概念9.2 电化学反应理解电化学反应的定义和特征学习电化学反应的分类和电化学电池的构造第十章：化学反应原理的应用10.1 化学反应原理在工业中的应用了解化学反应原理在工业中的应用领域学习化学反应原理在合成材料、能源等方面的应用10.2 化学反应原理在环境保护中的应用理解化学反应原理在环境保护中的作用学习化学反应原理在处理废水、废气等方面的应用重点和难点解析重点一：化学反应的基本概念与特征化学反应的定义和分类反应物、物的概念及其关系化学反应的特征：变化、能量变化、物质变化难点一：化学反应的分类及反应物、物的判断化学反应的分类：合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等反应物、物的判断：反应物与物在化学反应中的角色和转化关系重点二：化学平衡与平衡常数平衡态的概念和平衡状态的判断平衡常数及其表达式：Kc、Kp等勒沙特列原理及其应用难点二：平衡常数的计算和应用平衡常数的计算方法：反应物浓度或分压与平衡常数的关系平衡常数的应用：判断平衡移动方向、计算反应的限度和产物的浓度等重点三：化学反应速率与化学动力学反应速率的定义和表示方法：平均速率、瞬时速率等反应速率与反应物浓度的关系：速率方程、速率常数等阿伦尼乌斯方程及其应用难点三：化学反应速率方程的建立和应用速率方程的建立：实验数据、反应机理等速率常数的确定方法：实验测定、理论计算等阿伦尼乌斯方程的应用：判断反应速率与温度、活化能的关系重点四：化学反应的化学计量学化学反应的化学计量关系：反应物与物的物质的量比物质的量与质量、体积的关系：摩尔质量、密度等限定反应物和过量反应物的判断难点四：化学反应的平衡计算平衡常数的表达式及其计算方法平衡常数在平衡计算中的应用：浓度商、平衡浓度等勒沙特列原理在平衡计算中的应用重点五：酸碱反应与酸碱平衡酸碱的定义和特征酸碱的分类及其离子化方程酸碱平衡常数及其表达式难点五：酸碱平衡的计算和应用酸碱平衡常数的计算方法：离子浓度与平衡常数的关系酸碱平衡的应用：判断溶液的酸碱性、计算酸碱滴定等本教案涵盖了化学反应原理的基本概念、原理和应用，包括化学反应与化学平衡、化学反应速率与化学动力学、化学反应的化学计量学、酸碱反应与酸碱平衡、氧化还原反应等内容。
化学反应原理知识点总结
高二化学教学资料（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 mol ④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=－mol\3．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mol。
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 molJ 3、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 ket -==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。
鲁科版高中化学反应原理全册教案
鲁科版高中化学反应原理全册教案第一章：化学反应与能量1.1 化学反应中的能量变化学习目标：了解化学反应中能量的变化原因和表现形式，掌握热量守恒定律。
教学内容：化学反应中的能量变化原因，能量守恒定律的实验验证。
1.2 化学反应的焓变学习目标：理解焓变的含义和计算方法，掌握反应热的测定实验。
教学内容：焓变的定义和计算方法，反应热的测定实验方法。
第二章：化学反应速率与化学平衡2.1 化学反应速率学习目标：了解化学反应速率的定义和计算方法，掌握影响反应速率的因素。
教学内容：化学反应速率的定义和计算方法，影响反应速率的内因和外因。
2.2 化学平衡学习目标：理解化学平衡的概念和原理，掌握平衡常数的计算和应用。
教学内容：化学平衡的定义和原理，平衡常数的计算和应用。
第三章：氧化还原反应3.1 氧化还原反应的基本概念学习目标：了解氧化还原反应的定义和特点，掌握氧化还原反应的表示方法。
教学内容：氧化还原反应的定义和特点，氧化还原反应的表示方法。
3.2 氧化还原反应的计算学习目标：掌握氧化还原反应中电子转移的计算方法，能够进行简单的氧化还原反应计算。
教学内容：电子转移的计算方法，氧化还原反应的计算实例。
第四章：离子反应4.1 离子反应的基本概念学习目标：了解离子反应的定义和特点，掌握离子反应的表示方法。
教学内容：离子反应的定义和特点，离子反应的表示方法。
4.2 离子反应的计算学习目标：掌握离子反应中离子的守恒计算方法，能够进行简单的离子反应计算。
教学内容：离子守恒的计算方法，离子反应的计算实例。
第五章：有机化学反应5.1 有机化学反应的基本概念学习目标：了解有机化学反应的定义和特点，掌握有机化学反应的表示方法。
教学内容：有机化学反应的定义和特点，有机化学反应的表示方法。
5.2 有机化学反应的计算学习目标：掌握有机化学反应中碳原子守恒的计算方法，能够进行简单的有机化学反应计算。
教学内容：碳原子守恒的计算方法，有机化学反应的计算实例。
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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
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）
① △H⊙ ＜0 ， △S⊙ ＞0 自发； ② △H⊙ ＞0 。 △S⊙＜0， 非自发。 ③ △H⊙ ＜0 ， △S⊙ ＜0 ④ △H⊙ ＞0 。 △S⊙ ＞0， [美]Gibbs提出：恒温恒压下，△H和△S可综合成一 个新的函数变量，记为△G称Gibbs自由能变量。 关系： △G =△H－T△S
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
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。
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“快速”之意 “非自发”不等于“不可能”
1-2化学反应热效应，反应焓变
[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)来自△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)
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
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
△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
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。
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。
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
△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
[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