熱力學基礎、動力學基礎、化學平衡知識要點

1、普通化學補充知識點總結熱力學基礎、動力學基礎、化學平衡知識要點普通化學補充一、熱力學基礎（研究化學反應方向、程度（進行的可能性），反應涉及的能量）1.1對于化學反應：其中為物質B的化學計量數。反應物的化學計量數為負，產物的化學計量數位正。反應進度： 單位為mol.反應進度必須對應的化學計量方程式。1.2 熱和功1.2.1熱-系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。系統(tǒng)吸熱：Q >0； 系統(tǒng)放熱：Q <0。功-系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量；系統(tǒng)對環(huán)境做功，W<0（失功）；環(huán)境對系統(tǒng)做功，W>0（得功）。功的分類：體積功（膨脹功）、非體積功（如表面功、電功）。

2、1.2.2熱力學第一定律：1.3 焓：1.3.1反應的標準摩爾焓變：,一個反應的焓變必須對應的化學計量方程式。標準狀態(tài)：氣體：T，p =100kPa；液、固體：T，1個大氣壓下，純物質；溶液：溶質B，bB=1mol·kg-1，,C B=1mol·L-1，1.3.2 (B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1: 在溫度T下,由參考狀態(tài)單質生成物質B(B=+1)的標準摩爾焓變，稱為物質B的標準摩爾生成焓。參考態(tài)單質的標準摩爾生成焓為零。1.3.3 (B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1：在溫度T下, 物質B (B= -1)完全氧化成指定產物時的標準摩爾焓變，

3、稱為物質B的標準摩爾燃燒焓。燃燒產物和O2的標準摩爾燃燒焓均為零。1.3.4 Hess 蓋斯定律:化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應焓變總是相同的對于化學反應：aA + bB yY + zZ (T) = B :焓變=生成物的生成焓之和反應物的生成焓之和；(T) =- B 焓變=反應物的燃燒焓之和生成物的燃燒焓之和；1.4 自發(fā)變化：在沒有外界(即沒有非體積功)作用下，系統(tǒng)自身發(fā)生變化的過程。許多放熱反應（ ）能夠自發(fā)進行。1.5 熵（符號為S）：表示系統(tǒng)中微觀粒子混亂度的一個熱力學函數。許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢（ ）。 (T) = B (B,相態(tài),298.15K) 1.6 吉布

4、斯函數(Gibbs)G. 定義G=H-TS，Gibbs函數(變)判據:在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數減小。吉布斯自由能變的物理意義: DG越負, 反應自發(fā)趨勢越大; 若DG=0，則推動力=0，體系達平衡，宏觀過程停止.1.6.1 標準摩爾生成Gibbs函數:(B,相態(tài),T) :在溫度TK下，由參考狀態(tài)的單質生成物質B(且B=+1時)的標準摩爾Gibbs函數變，稱為物質B的標準摩爾生成Gibbs函數。（1）如果T=298.15K,P =100kPa (298.15K) = B (B,相態(tài),298.15K) （2） 如果T298.15K,P =100kPa (T)(298.15

5、K)-T(298.15K)1.6.2 反應的可進行溫度rGmy (T)=rHmy (T)- Trmy(T) ，平衡時， rGmy (T)=0，自發(fā)進行的溫度T 二、動力學基礎（反應速率的快慢及反應速率的影響因素）化學反應速率：某一有限時間間隔內濃度的變化量2.1 濃度對化學反應速率的影響-速率方程表達式：速率方程表達式：對于化學反應：aA + bB yY + zZ其中,反應級數：+：總反應級數。通常a,b。 k 反應速率系數：k不隨濃度而變，但受溫度的影響，通常溫度升高， k 增大。零級反應時mol·L-1 ·s-1； 一級反應時單位為 s-1； 對于一級反應，反應物濃度隨

6、時間的定量關系：2.2 溫度對化學反應速率的影響：Arrhenius（阿倫尼烏斯）方程式指數形式： 其中K0指前參量,與速率常數k有相同的量綱；R：理想氣體常數8.314J/mol.K；Ea活化能，單位為kJ·mol-1（與化學反應及化合物本身性質有關）2.3 催化劑對化學反應速率的影響:過渡態(tài)理論：從反應物到生成物之間形成了勢能較高的活化絡合物，它具有較高的勢能Eac，它很不穩(wěn)定，很快分解為產物，活化絡合物所處的狀態(tài)叫過渡態(tài)。催化作用的特點 ：1. 只能對熱力學上可能發(fā)生的反應起作用(DG)2. 催化劑參與了化學反應，通過改變反應途徑以縮短達到平衡的時間。如對于反應：加入催化劑Br

7、2，可以加快H2O2分解：催化劑參與的分解反應，改變了反應機理，降低了反應活化能，增大了活化分子分數，反應速率顯著增大。2.4總結 加快反應速率的方法從活化分子和活化能的觀點來看，增加單位體積內活化分子總數可加快反應速率。 活化分子總數 = 活化分子分數×分子總數分子總數活化分子分數活化分子總數反應速率增大濃度（或壓力） 升高溫度 使用催化劑（降低活化能）三、化學平衡及化學平衡的移動（標準平衡常數、反應商、濃度、溫度的影響）3.1化學平衡狀態(tài)是化學反應在一定條件下所能達到的最大限度的狀態(tài) 。特征：1.熱力學特征：G=0（從G<0G=0）；2.動力學特征： （動態(tài)平衡）3.各物質

8、量關系：各物質的相對量不再改變，化學反應宏觀停止。表現平衡時這個 關系的物理量為標準平衡常數 。4平衡是有條件的。溫度、壓力、濃度。3.2 標準平衡常數表達式( )對于化學反應：達到化學平衡時：其中P(X)為氣體的平衡分壓，py=100kPa， pD/ py為相對分壓；c(B)為物質的平衡濃度，cy=1.0mol.L-1，c(A)/ cy為相對濃度；固體(s)、液體(l)寫在表達式中； 溶液中的反應，溶劑(l)不寫入表達式中。標準平衡常數是溫度的函數，與濃度、分壓無關，必須與化學反應計量式相對應。3.3 標準平衡常數的應用平衡常數的物理意義: Ky值是反應進行程度的標志。Ky值越大，說明反應進

9、行得越徹底，反應物的轉化率越高。判斷化學反應進行的方向：平衡常數與化學反應的方向反應商判據對于化學反應：在任意狀態(tài)時： 該反應的反應商Q為： Q 而任意態(tài)時反應或過程的吉布斯函數變G,會隨著系統(tǒng)中反應物和生成物的分壓(對于氣體)或濃度(對于溶液)的改變而改變.恒溫恒壓、任意狀態(tài)下一個反應的吉布斯函數變計算公式熱力學等溫方程式即：當反應達到化學平衡時，反應平衡常數 K q（也就是平衡時的反應商Q）與標準吉布斯自由能變有如下關系： （因為 0DrGm (T)q RTln K q，平衡時 rGm(T)=0）DrGm (T)q - RT ln K q DrGm (T)q - RT ln K q 則Dr

10、Gm(T) - RT ln K q RT lnQ 即 DrGm(T) - RT ln(Kq/ Q)由此得出化學反應反應商判據： 若Q< K q, 則 DrGm <0 ,反應正向進行； 若Q = K q ,則 DrGm 0 ,平衡狀態(tài)； 若Q> K q ,則 DrGm >0 , 反應逆向進行。 3.4 化學平衡的移動 3.4.1濃度對化學平衡移動的影響對于溶液中的化學反應，平衡時，Q =K 當c(反應物)增大或c(生成物)減小時, Q < K ,平衡向正向移動；當c(反應物)減小或c(生成物)增大時, Q > K , 平衡向逆向移動。3.4.2溫度對化學平衡移動的影響因DrGm (T)q - RT ln K q ，ln Kq=-DrGm (T)q/ RT而又=-T可得ln Kq= -/RT+/Rln Kq與1/T為直線，斜率為-/R。對于放熱反應， <0，溫度升高 K減小，J > K ，平衡向逆向移動。對于吸熱反應，>0，溫度升高，K增大，J <K ，平衡向正向移動。設某一反應在不同溫度 T1和T2時的平衡常數分別為K1q，K2q