高中化学竞赛知识点整理(三)

3.1 化学反应、化学反应方程式及计量关系3.1.1化学反应和化学变化化学反应的特点：1）在反应中物质会发生变化，即旧的物质的破坏和新的物质的生成；2）在化学反应的过程中伴随有物质结构的变化。

3）伴随有不同程度的能量变化（通常以热能形式表现）。

这种能量与结构的变化趋势与所发生的化学反应有着本质上的内在联系：一般而言，一个化学反应在一定的条件下要正向进行，总是趋向于使体系稳定：尽可能使体系能量降低；尽可能使产物结构稳定。

3.1.2化学反应方程式化学反应方程式的作用是以正确而简洁的方式定性和定量地描述化学变化过程。

3.1.3化学反应中有关量的研究——质量和能量1．质量守恒定律在化学变化过程中，没有质量的增加或减少——质量守恒。

2．能量守恒定律不同形式的能量，例如热能、光能、机械能以及化学能可以彼此相互转换但是不能创造或消失——能量守恒。

3．元素分析——定组成定律和倍比定律定比定律(或定组成定律)：当元素化合成一种化合物时，各化合元素间的质量比是不变的。

3.1.4化学反应方程式中的计量关系——物质不灭的实质化学方程式表示在化学反应中每种元素的原子数是不变的；通过化学反应，既不会产生净电荷，也不会使之消失。

3.2 化学反应进行的方向3.2.1化学热力学基本概念热力学是研究各种形式的能量相互转化规律的科学。

化学热力学研究要解决：1）在指定条件下，某一化学反应进行时，与外界要交换多少能量；2）在指定条件下，某一反应能否进行，反应的限度如何？简而言之，即判断化学反应的方向和限度。

一些热力学的基本概念：1．体系和环境被研究的物质系统（对象）称体系；体系以外并与体系相联系的所有部分称环境。

按照体系、环境间物质、能量的交换关系，热力学体系可分为：敞开体系——体系与环境之间既有能量传递又有物质交换；封闭体系——体系与环境只有能量传递但没有物质交换；孤立体系——体系与环境之间既没有能量传递又没有物质交换。

我们一般主要讨论封闭体系。

2．状态和状态函数一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定；体系的状态是体系所有性质的综合表现。

我们把确定体系状态的物理量称为状态函数。

状态函数有三个相互联系的特征：1）状态一定值一定；2）殊途同归变化相等；3）周而复始变化为零。

状态函数若具有加和性（如V、m），则称其具有容量性质，称为容量性质的状态函数；若没有加和性（如T、P），则称其具有强度性质（与物质的量无关），称为强度性质状态函数。

3．过程和途径体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程。

完成这个过程的具体步骤则称为途径。

常见的热力学过程有：1）等温过程——体系的始态温度与终态温度相同，并等于环境的温度（T1＝T2＝T环）2）等压过程——始态、终态的压力与环境相同（p1＝p2＝p环）3）等容过程——体系的体积不发生变化（V1＝V2）4）绝热过程——体系与环境之间无热量交换（Q＝0）5）循环过程——过程进行后，系统重新回到初始状态。

6）可逆过程——它是一种在无限接近于平衡并且没有摩檫力条件下进行的理想过程，也是在热力学研究中非常重要的一种过程。

4．功和热热力学中把体系与环境之间因温度差而变化的或传递的能量形式称为热，以Q表示。

除热以外的能量交换形式都称为功，以W表示。

在热力学中把各种功分成两大类：一是体系反抗外压所作的“膨胀功”或称“体积功”；另一类是除“膨胀功”以外的“其它功”或称之为“有用功”、“非体积功”。

在热力学规定：体系从环境吸收热量，Q>0；向环境放热，Q<0；体系对环境作功，W>0；环境对体系作功，W<0。

功和热的数值与状态变化的途径有关，为过程函数。

理想气体恒温膨胀过程中，以可逆途径进行时，体系对环境做的功最大，吸收的热量最多；恒温压缩过程中，以可逆途径进行时，环境对体系做的功最小，体系放出的热量最少。

5．热力学能（内能）体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能，用符号U表示。

1）它包括体系内各种物质的分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的动能以及核能等等；2）是状态函数；3）绝对值无法测量或计算，但可以测定ΔＵ，ΔＵ=Ｕ终－Ｕ始。

；3）具有加和性质；4）对于理想气体来说，热力学能U只是温度的函数。

3.2.2热力学第一定律能量的形式可以相互转换，但能量的不能无中生有，也不能自行消灭。

若把热力学第一定律的表述加以具体化，则对于一个封闭体系，如果体系处于某一始态I，其内能为U I，当体系从环境吸收热Q，同时体系对环境作一定量的功w，体系变化到终态，其内能为U II。

应有下列关系：U I＋ Q － W ＝ U II即ΔU＝Q－W此即为热力学第一定律的数学表达式。

在上述表达式中，W是指总功，包括体积功和非体积功，其中相应的体系是封闭体系。

例3-1 某过程中，体系从环境吸收热量50kJ，对环境做功30kJ。

求：（1）过程中体系热力学能的改变量和环境热力学能的改变量；（2）如果开始时，体系先放热40kJ，环境对体系做功60kJ，求体系的热力学能的改变量以及终态的热力学能。

解：（1）由热力学第一定律的数学表达式和功和热的定义可知Q＝＋50kJ w＝＋30kJ∴ΔU体系=Q － W=50 －30=20（kJ）若将环境当做体系来考虑，则有Q′= -50k J，W′= -30kJ，故环境热力学能改变量Ｕ′=Q′－ W′∴ΔＵ′= -50－（-30）= -20（kJ）（2） Q＝－40kJ W＝－60kJ ΔU体系=Q － W ＝20kJU II＝U I＋20（kJ）从（1）（2）可以看到：体系的热力学能U增加了20kJ，环境的热力学能U减少了20kJ。

如果把体系和环境看成一个整体，则其能量的净变化为零，即ΔU（体系）＋ΔU（环境）＝0 或 U（体系）＋ U（环境）＝常数能量守恒的实质。

如把体系＋环境视作孤立体系，故此定律也可表述为：在孤立体系中能量的总值恒定不变。

3.2.3化学反应的热效应1．化学反应热的定义当产物与反应物温度相同且化学反应时只作体积功（膨胀或压缩功）的条件下，化学反应的过程中体系吸收或放出的热量称为反应热。

在化学反应过程中，始态就是反应物，终态就是产物。

故有：ΔU ＝ U2－ U1U产物－U反应物＝Q－W（1）恒容反应热：ΔV＝0，称为等容过程，其热效应称恒容反应热。

ΔU ＝ Q V－W （W＝pΔV，只作膨胀功）pΔV＝0ΔU＝Q V（2）恒压反应热：恒压过程，p1＝p2＝p环，反应热称为恒压反应热Q p，即ΔU ＝ Q p－W因只有体积功，所以 Q p＝ΔU＋p环ΔV2．状态函数焓及其意义在等压状态下，Q p＝ΔU＋p环ΔV 则有：Q p =U2－U1＋p2V2－p1V1=( U2＋p2V2)－ (U1＋p1V1)因为U，p，V都是体系的状态函数，故U＋pV必然也是体系的状态函数，这个状态函数用H 表示，称为热焓，简称焓。

它是具有加和性质的状态函数。

由于H=U＋pV 故Q p =DＨ对于理想气体，理想气体的焓H也只是温度的函数。

3．Q p和Q v的关系同一反应的恒压反应热Q p和恒容反应热Q v是不相同的，但二者之间却存在着一定的关系。

对于理想气体，若Δn是反应前后气体的物质的量之差，则一个反应的Q p和QＶ的关系可以写作：Q p =QＶ＋DnRT4．热化学方程式表示化学反应与热效应关系的化学方程式称为热化学方程式。

在书写热化学方程式时有几点说明：①．要注明反应的温度和压力。

（但如是常温下298.15K和标准大气压，可不予注明）②．必须在化学式的右侧，注明该物质的物态和浓度（涉及晶型的，还须标明晶型）③．写出热效应ΔH值。

如：H2(g) ＋ Cl2(g)＝2HCl(g) Δr H mΘ＝－184.6kJ/mol5．化学反应热的求得（1）盖斯定律：1840年前后，俄国科学家盖斯(Hess)指出，在等压或等容条件下，一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的焓变Δr H 等于各步分反应的焓变ΔrＨi之和。

换句话说，当任何一个过程是若干分过程的总和时，总过程的焓变一定等于各分步过程焓变的代数和。

可以根据已知的化学反应的反应热来求得某反应的反应热。

盖斯定律求化学反应热示意图例3-2已知石墨、氢气、丙烷燃烧时反应的反应热如下：求下列反应的反应热：解: C3H8的生成设想可以通过下列不同途径来实现：根据盖斯定律：DH4=(DH1×３)＋（DH2×４）＋（－DH3）=(-393.5×3)＋(-285.8×４)＋2219.9＝－103.8kJ·mol－1（2）生成热法：生成热：由稳定单质生成某化合物或单质的反应称为该物质的生成反应，对应于生成反应的反应热称为该物质的生成热。

某温度下，由处于标准状态的各种元素的最稳定单质生成标准状态下1mol（化学式）某纯物质的反应热，称为该物质的在这种温度下的标准摩尔生成热，简称为标准生成热。

记作：Δf H mΘ，单位为kJ·mol－1-，而相应的反应称为生成反应。

处于标准状态下的最稳定的单质的标准摩尔生成热是零。

Δf H m称为恒压下的摩尔生成热，f表示生成，“Θ”表示物质处于标准态。

有关标准态的规定：固、液体，纯相，x i＝1；（标准状态）溶液中的物质A， m A＝1.0mol·kg －1或cA＝1mol/L；气相物质，标准状态的分压等于1atm（简记为100kPa）这样，如果参加反应的各物质的标准生成热为已知，则可按照Hess定律，可求得各种反应的标准反应热Δr H mΘ。

ΔrＨmΘ=ΔfＨmΘ(生成物) - ΔfＨmΘ(反应物)标准生成热和反应热的关系例3-3 求下列反应的摩尔反应热ΔrＨmΘ：2Na2O2(s)+2H2O(l) 4NaOH(s)+O2(g)解: ΔrＨmΘ=ΔfＨmΘ (生成物) - ΔfＨmΘ（反应物）=[4ΔfＨmΘ ( NaOH,s)+ ΔfＨmΘ ( O2,g)]- [2ΔfＨmΘ ( Na2O2,s)+2ΔfＨmΘ ( H2O,l)]查表得：ΔfＨmΘ ( NaOH,s)= - 426.7 kJ·mol－１ΔfＨmΘ ( Na2O2,s)= -513.2 kJ·mol－１ΔfＨmΘ( H2O,l)= -285.83 kJ·mol－１O２是稳定单质其ΔfＨmΘ=0。

ΔrＨmΘ=[4×(-426.73)+0] - [2×(-513.2)] +2×(-285.83)]= -108.86(kJ·mol－１)反应热ΔrＨmΘ和反应温度有关，但是一般来说ΔrＨmΘ受温度影响很小，在本课程中，我们近似认为在一般温度范围内ΔrＨmΘ和298K的ΔrＨmΘ相等。