第2章化学反应的基本原理知识点

第二章化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。①状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。②热和功（非状态函数）符号：体系吸热Q为+体系放热Q为—体系做功W为—环境做功W为+体积功：W=－P外·ΔV③化学计量数与反应进度：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)化学计量数ν(N2）=-1ν(H2)=-3ν(NH3)=2反应进度1mol：表示1molN2与3molH2作用生成2molNH312N2(g)+32H2(g)=NH3(g)化学计量数：ν(N2）=－12ν(H2)=－32ν(NH3)=1反应进度1mol：表示12molN2与32molH2作用生成1molNH3④熵：S(g)S(l)S(s)；S（复杂）S(简单)；气体：S(高温)S（低温）；S(低压)S（高压）；固~液相溶，S增大；晶体析出，S减小；气~液相溶，S减小；固体吸附气体，S减小；气体等温膨胀，S增大二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。若反应①+反应②反应③，则312rmrmrmHHH若反应①×2—反应②反应③，则3212rmrmrmHHH三、热力学第一定律：UQW四、化学反应的方向(298.15)()rmBfmBHkHB(298.15)()rmBmBSkSB(298.15)()rmBfmBGkGB(注：指定单质通常为稳定单质的()0fmHB，()0fmGB()T(298k)T298rmrmrmrmrmGTHTSTHSK反应在标准状态下进行：若0rmGT,则反应正向自发进行；若0rmGT,则反应处于平衡状态；若()0rmGT,则反应逆向自发进行。五、标准平衡常数和反应商①反应()bB(aq)cC(s)(g)eE(aq)fF(l)aAgdD达平衡则标准平衡常数K=(D).()ab(A).(B)depPCECpPCC（P:100KPaC:1mol/L）反应商Q的表观形式与K相同，它是反应在某一状态时的值，其值可从0到某一数值；而K是反应处于平衡状态时的值，在温度一定时为定值。②书写K时注意：⑴反应物做分母，生成物做分子；⑵K与温度有关而与浓度或压力无关；⑶K与反应方程式的写法有关。如N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)1K12N2(g)+32H2(g)=NH3(g)21KK1K=22K⑷纯固体、纯液体或稀溶液中溶剂参与的反应，它们的浓度不必列入K表达式中。如3CaCOS=(S)CaO+g2COK=2()PcoP227(aq)CrO+2HO()l242r()COaq+2()HaqK=2224227()()(r)CCrOCCHCCCOC③多重平衡规则：反应①+反应②反应③，则3K=12KK反应①×2—反应②反应③，则3K=212KK六、化学反应等温式(T)(T)RTlnQRTlnKlnGGRTQrmrmQK逆向移动；Q=K处于平衡；QK正向移动七、化学平衡的移动①浓度、压力对平衡的影响QK逆向移动QK正向移动②温度对平衡的影响由(T)(T)TTGHSTHSrmrmrmrmrm(T)lnGRTKrm(可求T时的K)得221112lnrmHKTTKRTT若0rmH，正反应吸热，21TT，则21KK；12QKK正向移动。若0rmH，正反应放热，21TT，则21KK；12QKK逆向移动。八、化学反应速率的表示方法反应aAbByYzZ则(A)(B)(Y)(Z)dCdCdCdCVadtbdtydtzdt因;;;ABYZVaVbVyVz则(A)(B)(Y)(Z)ABYZdCdCdCdCVVdtVdtVdtVdt九、影响化学反应速率的因素①浓度基元反应：aAbBdDeE则abVkCACB反应级数：ab非基元反应：cCdDeEfF则xyVkCCCD反应级数：xyx值的确定：保持D浓度不变，改变C浓度，根据测出的V求x同理确定y值。②温度221112lnkTTEakRTT③催化剂催化剂的加入改变了反应历程，降低了活化能，故能显著地增加反应速率。