【正文】 ＜ 0 ， △ S⊙ ＞ 0 自發(fā)； ② △ H⊙ ＞ 0 。 ST⊙ 單位： J S值越大 ， 混亂度越大 ， 有序性越差 。 H, Na, K, C, O, N, F, Cl, Br, I 寫出生成過程： CO2 , MgO, KBr, NaI [問題 ] 已知物質的 △ fHm⊙ ，如何計算反應的 △ H⊙ ？ [設計 ] 反應物 產物 ② ① 各種指定單質 [思路 ] 過程 Ⅰ 由各指定單質直接生成產物； 過程 Ⅱ 由各指定單質先生成反應物，然后 反應物再轉化為產物 必有：過程 Ⅰ 熱效應 = 過程 Ⅱ 熱效應 [公式 ] △ H⊙ =∑△ fHm⊙ 產物 ∑△ fHm⊙ 反應物 13標準態(tài)時反應的方向 許多放熱反應為自發(fā)過程： 如： 3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) △ H⊙ =－ 1120KJ 2H2 + O2 → 2H2O(g) △ H⊙ =－ 但有些吸熱過程也能自發(fā)進行： 如：常溫常壓下 H2CO3(aq) → H2O(?) + CO2(g) 該反應 △ H⊙ = +， 但 自發(fā)進行 。 反應熱的計算 ①、 原則 —— Hess定律 [問題 ] 能否通過較少的實驗數(shù)據(jù)獲得任意化學反應的熱效應？ [分析 ] 反應 A + B ? C + D △ H⊙ = H ⊙ 產物 H ⊙ 反應物 絕對法難確定 △ H⊙ ，可用相對法解決 ②、標準生成焓 —— △ fHm⊙ 定義：溫度 T、 標態(tài) 時，由指定單質生成 1mol某物質（以化學式表示）的焓變。 熱化學方程式 （ △ H⊙ 表示反應熱） 思考： ①中學的熱化學方程式與用 △ H⊙ 表示的熱化學方程式有何差異？ ② △ H⊙ 的單位為 KJ/mol， mol1表示什么？ ③ 對同一反應，反應是書寫不同， △ H⊙ 值有無變化？ ④ ⊙ 代表是么？ 標準態(tài) —— 物質狀態(tài)的參比基準線 規(guī)定：標準壓強下物質的確切聚集狀態(tài)。 △ H = H產物 － H反應物 △ H＞ 0 QP＞ 0 吸熱 △ H＜ 0 QP＜ 0 放熱 H N2+3H2 H △ H 2NH3 反應一步完成的熱效應等于分步進行的各步熱效應之和 。 “ 自發(fā) ” 不含 “ 快速 ” 之意 “ 非自發(fā) ” 不等于 “ 不可能 ” 第一節(jié) 化學反應方向 可逆反應在某條件下，反應方向如何判斷？ 熱效應 焓變 計算 處理 熵增 原理 自由能 G 最小原理 能量最 低原理 計算 12化學反應熱效應 ， 反應焓變 一定溫度下 ， 只對抗外壓作膨脹功時 ， 反應吸收或放出的熱量 。 功 ：除熱以外的其他能量傳遞形式 。 體系分類：敞開體系 、 封閉體系和隔離 (孤立 )體系 狀態(tài)：體系不再隨時間變化的情形 （ 平衡態(tài) ） 狀態(tài)函數(shù) ： 描述體系狀態(tài)性質的函數(shù) （ 物理量 ） 狀態(tài)函數(shù)特征： 狀態(tài)一定值一定 ， 殊途同歸變化等 ， 周而復始變化零 。 特點： 基礎是兩個經(jīng)驗定律； 結論具有統(tǒng)計意義：是討論大量質點的平均行為，不涉及物質的微觀結構和過程機理。 本章主要從反應能量變化的研究開始 ， 討論反應的方向和限度 ， 然后再考慮反應的快慢 。 僅涉及一些基本知識和思考的方法 ， 重點在于實際應用 。 局限性：不能討論過程如何進行和進行的快慢； 結論不能說明過程進行的機理和快慢 。 熱量 ： 發(fā)生變化時 ， 體系與環(huán)境之間因溫差傳遞的能量形式 。 規(guī)定環(huán)境對體系做功為正 。 ?恒容反應熱 QV=△ U ?恒壓反應熱 QP=△ H （ H） —— 新物理量 物質的又一種能量形式 。 反應的熱效應只與始終態(tài)有關 ， 與變化途徑無關 。 [注 ] 對溫度沒有規(guī)定。 [說明 ] 指定單質：多為元素的最穩(wěn)定單質，狀態(tài)亦指定。 [為什么 ] 仔細考察這類過程有共同的特點：混亂程度增大 。 規(guī)律：熵值 Ⅰ 、 固體＜液體＜氣體 Ⅱ 、 混合物＞純凈物 Ⅲ 、 S隨溫度升高增大 熱力學第三定律： 各種純化學物質的最完整晶體 ， 在 0K時熵值為零粒子的熱運動完全停止 ， 內部排列達到最有序程度 。mol1 △ S⊙ ＜ 0， 非自發(fā) 。 ① 最小自由能原理： 恒溫恒壓下 △ G ＜ 0 自發(fā)； △ G ＞ 0 非自發(fā) △ G⊙ ＜ 0 標態(tài)自發(fā)； △ G⊙ ＞ 0 標態(tài)非自發(fā) 由關系 △ G⊙ =△ H⊙ － T△ S⊙ 假設 △ H⊙ 、 △ S⊙ 不隨溫度變化 ， 可估計自發(fā)反應進行的溫度范圍 。 設想可能是下列反應嗎 ？ 2N2(g)+6H2O(l)==4NH3(g)+3O2(g) △ fHm⊙ 0 － 286 － 46 0 ST⊙ 191 70 192 205 例 2：能否用下列反應合成酒精 ？ 4CO2(g)+ 6H2O(l)== 2C2H5OH(l)+7O2(g) △ fHm⊙ － 393 － 286 － 278 0 ST⊙ 214 70 161 205 第二節(jié) 反應限度 化學平衡 反應方向確定后 ， 反應進行到什么程度才停止呢 ？ 21 反應限度的判據(jù) 能量判據(jù) [分析 ] 恒溫恒壓下 ， 根據(jù)最小自由能原理 ， 反應之所以自發(fā)進行 ， 是因為 △ G＜ 0 。 反應限度的能量判據(jù)： △ G=0 [比較 ] 高中知識 對可逆反應，最終有 ∨ 正 =∨ 逆 ， 正反應單位時間內消耗的反應物必然為逆反應所補償，宏觀上各組分的量不再隨時間而變，達到化學平衡。 ②是 恒溫恒壓 封閉體系中可逆反應進行的最大限度或最終狀態(tài)。 一定溫度下 ， 每個平衡反應都有它自己特征的平衡常數(shù) ， 這是化學平衡的定量特征 。 ⑤ 平衡常數(shù)的表示法及書寫規(guī)則 思考： “ 合成氨反應在 500℃ 時的平衡常數(shù)為 ” 說法 。 23 應用 —— 平衡計算 [內容 ] ko的確定及平衡組成的有關計算 K的確定 Ⅰ. 根據(jù) △ Go= RTlnKo Ⅱ. 多重平衡規(guī)則 Ⅲ .實驗測定 計算平衡組成 平衡轉化率：簡稱轉化率 平衡時已轉化的某反應物的量與轉化前該物質的量之比 。 補充題：已知水煤氣反應在 1000K時 K0=， 若密閉反應罐中通入 105Pa水汽與足量的紅炭反應。 [分析 ]： △ G=△ Go+RTlnQi 且△ Go=－ RTlnK =－ RTlnk +RTlnQi =RTln(Qi／ K ) [討論 ]① 恒溫下 當 Qi＜ K △ G＜