【文章內(nèi)容簡介】 分幾步完成的，其化學反應的熱效應總是相同的，即化學反應熱效應只與始、終狀態(tài)有關而與具體途徑無關。根據(jù)蓋斯定律，可以間接地求算一些不易直接準確測定或不能直接測定的反應熱。條件：在不做體系功和處于恒壓或處于恒容情況下。注：為了求反應熱，可把反應設計成分步進行，至于反應是否按設計的途徑進行，則無關緊要。3．標準摩爾反應焓變（1）摩爾反應焓變表示當反應進度為1mol時的熱效應，單位 或如果一反應進度為 的反應焓變?yōu)?，則 （2）物質(zhì)的標準態(tài)標準狀態(tài)：指在溫度T 及標準壓力pθ(100kPa)下的狀態(tài)，簡稱標準態(tài)，用“ θ ”表示。熱力學中的標準態(tài)：a. 純理想氣體物質(zhì)的標準態(tài)是該氣體處于標準壓力pθ下的狀態(tài)，混合理想氣體中任一組分的標準態(tài)是該氣體組分的分壓為pθ時的狀態(tài)。（或純固體）物質(zhì)的標準態(tài)就是標準壓 力pθ下的純液體（或純固體）。注：在標準態(tài)的規(guī)定中只規(guī)定了壓力pθ 并沒有規(guī)定溫度（3）標準摩爾反應焓變化學反應中，任何物質(zhì)均處于溫度T 時的標準狀態(tài)下，該反應的摩 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿爾反應焓變稱為標準摩爾反應焓變，以 表示，T 為熱力學溫度。熱化學反應方程式熱化學反應方程式：表明化學反應與反應熱關系的化學反應方程書寫化學反應計量方程式。注意點：a. 同一反應，不同的化學計量方程式，其反應熱的數(shù)值不同；b. 應注明參與反應的諸物質(zhì)的聚集狀態(tài)，以g、l、s 表示氣、液、固態(tài)，聚集狀態(tài)不同化學熱效應不同。c. 應注明反應溫度，通?？梢允÷圆粚憽?．標準摩爾生成焓在溫度Ｔ及標準態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol物質(zhì)Ｂ的標準摩爾反應焓變即為物質(zhì)Ｂ在Ｔ溫度下的標準摩爾生成焓，用 ，單位。穩(wěn)定單質(zhì)的標準生成焓為零：碳（石墨），硫（斜方硫），磷（紅磷）答 (b) (c)(b) 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿6．標準摩爾燃燒焓在標準態(tài)下1mol物質(zhì)完全燃燒（或完全氧化）生成標準態(tài)的產(chǎn)物的反應熱效應為該物質(zhì)的標準摩爾燃燒焓， ，單位 。完全燃燒： 7．標準摩爾反應焓變的計算（1）由生成焓求反應熱[提問]：， 可據(jù)上式計算， 其它溫度如何計算？ 與溫度有關，但受溫度影響很小，的近似其他溫度下的代替，即（2）由燃燒焓求反應熱 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿第六講三、 化學反應的方向和限度1．化學反應的自發(fā)性自發(fā)過程的共同特點例 自發(fā)方向 推動力 自發(fā)條件 限度 做功 逆向作用逆向要進行須環(huán)境對其做功具有做功的能力正向具有做功的能力水流 高 低 △ h △h0 △ h=0電流 高 低 △V △V0 △V=0熱 高 低 △T △T0 △T=0氣流 高 低 △ p △ p0 △P=0自發(fā)過程：在一定條件下,不靠任何外力的做功就能自動進行的過程自發(fā)過程有如下共同特征：(1)自發(fā)過程具有單向性。(2)自發(fā)過程有一定的限度。(3)自發(fā)過程都可用來做功。(4)所有自發(fā)過程的方向都可有判斷的依據(jù)。影響化學反應的自發(fā)性的因素：經(jīng)過對各種自發(fā)過程的研究分析發(fā)現(xiàn)，自發(fā)過程的方向受兩方面因素影響：(1)系統(tǒng)傾向于取得最低能量；(2)系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度。即在封閉系統(tǒng)中, 能量降低和混亂度的增大是所有自發(fā)過程的推動力。所謂混亂度，指系統(tǒng)內(nèi)部微觀粒子排列的混亂程度，用一新的熱力學函數(shù)來量度，“S”2 熵 (S)（1）熵的概念 表示體系混亂度的大小的物理量，混亂度越大，熵值越大，反之混亂度越小則熵值越小。用“S”來表示 特征：a、由于混亂度取決于系統(tǒng)的狀態(tài)，系統(tǒng)狀態(tài)一定時混亂度一定， 其熵也一定, 因此，熵是狀態(tài)函數(shù)。b、系統(tǒng)的混亂度越大熵值就越大。（2）熱力學第三定律在0K 時,系統(tǒng)內(nèi)的一切熱運動全部停止,純物質(zhì)完美晶體的微觀粒子排列是整齊有序的,微觀狀態(tài)數(shù)為1,此時系統(tǒng)的熵值 ,“*”代表完美晶體。 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿即以 為始態(tài)，以溫度T時的制定狀態(tài) 為終態(tài)， 反應進度為1mol時物質(zhì)B的熵變 ， 即為物質(zhì)B在該指定溫度下的摩爾規(guī)定熵（3）標準摩爾熵標準狀態(tài)下物質(zhì)B的摩爾熵稱為該物質(zhì)的標準摩爾熵(簡標準熵), 符號為 ，單位為Jmol1K1。一些物質(zhì)的在 時的標準熵可查表。系統(tǒng)熵值的大小有如下規(guī)律：(1) 同一物質(zhì)，聚集狀態(tài)不同，則 不同。 (2)同一物質(zhì)且聚集狀態(tài)相同時,溫度越高， 越大。(3)T 一定時，壓強越大，氣體物質(zhì)的 越小。(4)分子的摩爾質(zhì)量越大， 越大；若分子摩爾質(zhì)量相近則分子結構越復雜， 越大。（4）標準摩爾反應熵變熵是狀態(tài)函數(shù)，對任一反應其標準摩爾反應熵變?yōu)樽ⅲ何镔|(zhì)的 隨溫度的增大而增大，但 受反應溫度的影響很小，即：化學反應方向的判據(jù)1878美國化學家吉布斯證明：對于一個恒溫恒壓下、非體積功等于零的自發(fā)過程，該過程的焓、熵和溫度三者的關系為：熱力學中定義： G—吉布斯函數(shù)： 單位KJmol1 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿對于一個變化的系統(tǒng)，狀態(tài)函數(shù)G的改變稱吉布斯函數(shù)變 G ，那么在恒溫、恒壓、非體系功等于零的狀態(tài)變化中 吉布斯用熱力學證明，對于恒溫、恒壓、非體系功等于零的自發(fā)過程中化學反應自發(fā)與混亂度和能量的關系：P47 表21 溫度對自發(fā)反應的影響4．標準摩爾生成吉布斯函數(shù)與標準摩爾反應吉布斯函數(shù)變溫度T及標準狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)(參考單質(zhì))生成1mol物質(zhì)B的標準摩爾反應吉布斯 自由能變 ，稱為該物質(zhì)B在溫度T的標準摩爾生成吉布斯自由能 ，單位在標準狀態(tài)下所有穩(wěn)定單質(zhì)的 對于任一化學反應，其反應的 的計算方法：(1) 當T = K 時 (2) 當T = T K 時 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿第七講四、化學平衡1．可逆反應與化學平衡（1）在同一條件下能同時可向正逆兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應，并把從左向右進行的反應稱作正反應；從右向左進行的反應則稱作逆反應原則上所有的化學反應都具有可逆性，只是可逆程度不同，用表示可逆反應。（2）化學平衡在恒溫恒壓且非體積功為零時，隨著反應的進行，系統(tǒng)的 不斷變化，直至最終系統(tǒng)的G 值不再改變，此時 ，反應達到了化學平衡。化學平衡具有以下特征：a、化學平衡是一個動態(tài)平衡；b、條件發(fā)生了變化，原有的平衡將被破壞，代之以新的平衡。c、在一定溫度下化學平衡一旦建立，平衡常數(shù) 則一定。2． 平衡常數(shù)（1）實驗(經(jīng)驗)平衡常數(shù)在一定溫度下，對任何可逆反應達到平衡時，以化學反應方程式中化學計量數(shù)為冪指數(shù)的反應方程式中各物種的濃度（或分壓）的乘積為一常數(shù),叫實驗平衡常數(shù)（或經(jīng)驗平衡常數(shù)）,以 表示，單位不能確定，它的大小表示化學反應進行的程度。對于一般的可逆反應：平衡時： 若為氣體： 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿有關平衡常數(shù)的幾點說明：a、氣體反應: b、溶液反應c、復相反應（固體和純液體不寫入式中）d、平衡常數(shù)表達式和數(shù)值與反應式的書寫有關 （2）標準平衡常數(shù)（ ）平衡常數(shù)表達式中，有關組分的濃度(或分壓)用相對濃度(或相對分壓)來表示，即或，(其中，)，標準平衡常數(shù)是量綱為一的量，無單位“”它的大小反應化學反應進行的程度。 （3）多重平衡規(guī)則一個給定化學反應計量方程式的平衡常數(shù)，無論反應分幾步完成， 其平衡常數(shù)表達式完全相同，也就是說當某總反應為若干個分步反應之和（或之差）時，則總反應的平衡常數(shù)為這若干個分步反應平衡常數(shù)的乘積（或商）。（4）化學反應的程度在化工生產(chǎn)中常用轉化率來衡量化學反應進行的程度 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿3．平衡常數(shù)與標準摩爾吉布斯函數(shù)變（1）平衡常數(shù)與標準摩爾吉布斯自由能在恒溫恒壓、不做非體積功條件下的化學反應方向判據(jù)：上式把動力學與熱力學聯(lián)系起來，只要知道了某溫度下反應的標準摩爾吉布斯自由能變，就可以求出反應的標準平衡常數(shù)。 值愈小，則　 值愈大，反應進行的愈完全。（2）化學反應等溫方程式 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿第八講4．影響化學平衡的因素——平衡移動原理（1）濃度（或氣體分壓）對化學平衡的影響a、對于一已達化學平衡的反應體系，　　 ，增加反應物濃度（或 分壓）或降低生成物濃度 （或分壓）則　　　 ，反應正向進行，直到 b、對于一已達化學平衡的反應體系， 　　 ，降低反應物濃度（或分壓）或增加生成物濃度（或分壓）則　　　 ，反應逆向進行，直到（2）壓力（總壓）對化學平衡的影響如如果新的總壓　　 ，則注：壓力只對反應前后氣態(tài)物質(zhì)的化學計量數(shù)之和的反應有影響，增加壓力，平衡向氣體分子數(shù)較少的方向移動；降低壓力，平衡向氣體分子數(shù)較多的方向移動，對的反應沒有影響。例如：增加壓力，平衡向左移動，降低壓力，平衡向右移動。（3）溫度對化學平衡的影響濃度、壓力改變并不改變平衡常數(shù)，而溫度對平衡的影響是通過對平衡常數(shù)的改變而達到的。 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿 設溫度時T1，平衡常數(shù)為 。溫度T2 時平衡時常數(shù)為 ，當 ，吸熱反應，升高溫度 增大，反應正向進行；反之則反向進行當 ，放熱反應，升高溫度 減小，反應反向進行，反之則正向進行總之：升高溫度，平衡向吸熱方向移動，降低溫度平衡向放熱方向移動例： 為一放熱反應，為了提高生產(chǎn)效率， 可以采取哪些措施？①不斷補充N2(g)和H2(g)，平衡向著正向移動；②加壓，但壓強不能太高（設備的耐壓能力有限），平衡向著正向移動，提高轉化率；③加熱，但溫度不能太高，加熱為了加快化學反應速率，但同時升溫平衡反向移動，轉化率降低。（4）勒夏特列原理1907年，勒夏特列指出 任何一個處于化學平衡的系統(tǒng)，當某一確定系統(tǒng)平衡的因素（如濃度、壓力、溫度等）發(fā)生改變時，系統(tǒng)的平衡將發(fā)生移動。平衡移動的方向總是向著減弱外界因素的改變對系統(tǒng)影響的方向。五、化學反應速率1．化學反應速率的概念 第 頁長江大學工程技術學院教案/講稿定義：指化學反應過程進行的快慢，即化學反應 方程式中的物質(zhì)B 的量（通常用物質(zhì)的量的變化表示）隨時間的變化率。定義式：對任意化學反應 據(jù)國家標準反應速率定義 真實反應速率 物理意義：表示反應進度隨時間的變化率 瞬時速率 若體積不變 平均速率 注：a. 反應速率的單位為b. 對于一個給定的化學反應方程式，無論以哪物質(zhì)表示化學反應速率，其值均相同。 半衰期 表示反應物消耗一半所需時間2．反應歷程與基元反應 （1）反應歷程與基元反應a. 反應歷程：反應物轉變?yōu)樯晌锏木唧w途徑、步驟，是化學反應過程中真實步驟的集合。b. 基元反應：反應物分子(或離子、原子及自由基等)直接碰撞發(fā)生作用而生成產(chǎn)物的反應注：研究證明只有少數(shù)化學反應是由反應物一步直接轉化為生成物的基元反應。若反應為一步完成，即由一個基元反應組成，則稱為簡單反應；若由兩個或兩個以上基元反應構成則稱為復雜