注册岩土基础-普通化学 (3)

普通化学考试大纲三、化学反应速率与化学平衡反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。一、反应热与热化学方程式1.基本概念：（1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。开放系统：有物质和能量交换；封闭系统：只有能量交换；隔离系统：无物质和能量交换第三节、化学反应速率与化学平衡40.体系和环境之间只有能量交换，而没有物质交换，这种体系在热力学上称为（）A.绝热体系;B.循环体系;C.孤立体系;D.封闭体系。（2）相:系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分称为相。相与相之间有明确的界面气体:无论几种气体只有1相即单相;液体:互溶为1相,如乙醇水溶液;不互溶为多相,如水与油;固体:几种固体则为几相.(互熔则为一相)7、在一定条件下，由乙醇水溶液、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的系统中，含有()A、三个相；B、五个相；C、三种组分；D、五种组分。（3）状态:就是系统一切性质的总和(综合表现)状态函数:用于表示系统性质的物理量.如,压力p、体积V、温度T、焓、熵、吉布斯函数。状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关。1、下列对于功的描述中，正确的是（A）A、是途径函数，无确定的变化途径就无确定的数值；B、是途径函数，对应于某一状态有一确定的值；C、是状态函数，变化量与途径无关；D、是状态函数，始终态确定，其值也确定。2.反应热:化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称反应热。q﹤0放热；q﹥0吸热。单位：kJmol－13、等容反应热（qV）：等容，不做非体积功的条件下的反应热。△U＝qV即反应中系统内能的变化量（△u）在数值上等于等容热效应qV。4、等压反应热（qp）：等压，不做非体积功的条件下的反应热。△H=qp，即反应的焓变△H在数值上等于其等压热效应。△H﹤0放热；△H﹥0吸热。5、反应热效应的理论计算（1）盖斯定律：在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。推论：热化学方程式相加减，相应的反应热随之相加减反应（3）＝反应（1）±反应（2）则△H3=△H1±△H2例（1）C(s)+O2(g)=CO2(g);△H1=－393.5kJmol－1(2)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g);△H2=-283.0kJmol－1（3）C(s)+1/2O2(g)=CO(g)反应（1）－反应（2）=反应（3）故△H3=△H1－△H2＝〔（－393.5）－（-283.0）〕＝－110.5kJmol－1注意:1）方程式乘以系数,相应反应热也应乘以该系数.如反应:（3）＝2反应（1）±3反应（2）则△Hm3=2△Hm1±3△Hm2C(s)+O2(g)=CO2(g);△H=－393.5kJmol－12C(s)+2O2(g)=2CO2(g);△H=－787kJmol－12）正逆反应的反应热绝对值相等，符号相反。如，CO2(g)=C(s)+O2(g);△H=＋393.5kJmol－1（2）反应的标准摩尔焓变△rHmθ的计算1)标准条件气态物质:指气体混合物中,各气态物质的分压均为标准压力Pθ。Pθ=100kPa溶液中水合离子或水合分子：指水合离子或水合分子的有效浓度为标准浓度Cθ。Cθ=1mol.dm-3液体或固体：指在标准压力下的纯液体或纯固体。2)标准状态：反应中的各物质均处于标准条件下称该反应处于标准状态。以“θ”表示。3)物质的标准摩尔生成焓（△fHmθ）：在标准状态下由指定单质生成单位物质量（1mol）的纯物质时反应的焓变称该物质标准摩尔生成焓。单位kJmol－1规定：指定单质标准摩尔生成焓为零。△fHmθ(单质，298.15K)=0，如，△fHmθ(H2，g，298.15K)=0；△fHmθ(CO2,g，298.15K)=-393.15kJmol－115△rHmθ(298.15K)=｛g△fHmθ(G,298.15K)+d△fHmθ(D,298.15K)｝-｛a△fHmθ(A,298.15K)+b△fHmθ(B,298.15K)｝单位：kJmol－1任一反应:aA+bB=gG+dD(4)反应的标准摩尔焓变的计算)K15.298(Δ)(ΔmrmrHTH二,化学反应速率1.化学反应速率的表示νB:B物质的化学计量数。反应物取负值，生成物取正值单位:moldm-3s-1对于反应：aA+bB=gG+dDdtBdcvB)(1dtGdcgdtDdcdatBdcbatAdca)(1)(1)(1)(1例：N2+3H2=2NH3dtNHdcdtHdcdtNdc)(21)(31)(322平均反应速率231)(NH2gH3gN..mol,ΔΔ322NHHN32213：：：：）（）（单位gsdmtcii影响反应速率的因素：化反应物浓度(压力)、温度、催化剂。2.浓度的影响和反应级数浓度影响:增加反应物或减少生成物的浓度,反应速率加大。(1)质量作用定律：在一定温度下，对于元反应反应速率与反应物浓度（以反应方程式中相应物质的化学计量数为指数）的乘积成正比。元反应:即一步完成的反应，又称基元反应或简单反应.(2)速率方程元反应：aA+bB=gG+dD速率方程：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝bκ:速率常数，表示反应物均为单位浓度时的反应速率。κ大小取决于反应物性质、温度及催化剂，与反应物浓度无关。n=a+b:称反应级数；（3）非元反应：（即两个或两个以上元反应构成）：aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y反应级数:n=x+yx、y反应级数，由试验来确定。注意：在书写反应速率方程式时，反应中液态和固态纯物质的浓度作为常数“1”。54.对于反应Ａ＋ＢＣ而言，当Ｂ的浓度保持不变，Ａ的起始浓度增加到两倍时，起始反应速率增加到两倍；当Ａ的浓度保持不变，Ｂ的起始浓度增加到两倍时，起始反应速率增加到四倍，则该反应的速率方程式为___________。Ａ.Ｖ＝kＣＡＣＢＢ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝２｛ＣB｝Ｃ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝{CB}2D.V=k{CA}2{CB}270.反应2H2+2NO—→2H2O+N2的速率方程为V=k{C（H2）}{C（NO）}2，则此反应的总级数为____________。A.4B.3C.2D.1例题2．温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响体现在反应速率常数上阿仑尼乌斯公式：Z:指前因子；Ea:活化能(1)温度升高（T↑);速率常数升高k↑（k正↑，k逆↑）;反应速率υ↑。(2)活化能越低Ea↓，速率常数升高k↑,反应速率越高υ↑RTEaZekzRTEaklnln1.反应C（s）+O2（g）==CO2（g）,的△H0,欲加快正反应速率,下列措施无用的是（）A.增大O2的分压;B.升温;C.使用催化剂;D.增加C碳的浓度.6.下列关于化学反应速率常数κ的说法正确的是：（A）κ值较大的反应，其反应速率在任何条件下都大；（B）通常一个反应的温度越高，其κ值越大；（C）一个反应的κ值大小与反应物的性质无关；（D）通常一个反应的浓度越大，其κ值越大。3．活化能与催化剂（1）活化分子：具有足够能量，能发生反应的分子。（1）活化能：活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。即反应发生所必须的最低能量。Ea(正)－Ea(逆)≈△H（2）催化剂：改变反应历程，降低反应活化能，加快反应速率。而本身组成、质量及化学性质在反应前后保持不变。4．从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法：活化分子总数＝分子总数×活化分子数%（1）增大浓度：活化分子％一定，浓度增大，增加单位体积内分子总数，增加活化分子总数，从而加快反应速率。（2）升高温度：分子总数不变，升高温度使更多分子获得能量而成为活化分子，活化分子百分数显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率。（3）催化剂：降低反应的活化能，使更多分子成为活化分子，活化分子％显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率。(υ正↑υ逆↑，催化剂不能使平衡发生移动)66.催化剂加快反应进行的原因在于它（）Ａ．提高反应活化能;Ｂ．降低反应活化能;Ｃ．使平衡发生移动;Ｄ．提高反应分子总数.67．升高温度可以增加反应速率，主要是因为_________。Ａ．增加了分子总数Ｂ．增加了活化分子百分数Ｃ．降低了反应的活化能Ｄ．使平衡向吸热方向移动40、对于一个化学反应来说，下列叙述正确的是（）A、△rGθm越小，反应速率越快，B、△rHθm越小，反应速率越快，C、活化能越小，反应速率越快，D、活化能越大，反应速率越快，三、化学反应方向判断1、熵及反应的熵变（1）熵：是系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度.符号S.熵是状态函数。熵值越大,系统混乱度越大。（2）热力学第三定律:在绝对零度时,一切纯物质的完美晶体的熵值为零,即S(0K)=0.（3)物质的标准摩尔熵：单位物质量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵，以Sθm表示。单位J.mol-1.K-1.r=g(G,s)+d(D,g)–a(A,l)–b(B,aq)(2.4b)SmSmSmSmSmr(T)≈r(298.15K)SmSm(6)反应标准摩尔熵变rSөm的计算任一反应:aA+bB=gG+dD物质熵值的大小,有如下规律:1)同一物质,气态时的熵大于液态时,而液态时的熵又大于固态.即S(g)S(ι)S(s).2)同一物质,聚集状态相同时,熵值随温度升高而增大.即S(高温)(S低温)3)当温度和聚集状态相同时，结构较复杂物质的熵值大于结构简单的。S（复杂分子）S（简单分子）。1.下列反应中△rSθm0的是（）A、2H2（g）+O2（g）=H2O(g)，B、N2（g）+3H2（g）=2NH3(g)，C、NH4Cl（s）=NH3(g)+HCl（g），D、CO2（g）+2NaOH（aq）=Na2CO3（aq）+H2O(l)2、吉布斯函数变及反应方向(自发性)的判断（1）吉布斯函数G=H–TS,为一复合状态函数（2）吉布斯函数变ΔG=ΔH–TΔS，吉布斯等温方程式（3）反应方向(自发性)的判断：ΔG＜0反应正向自发;ΔG=0平衡状态;ΔG＞0反应逆向自发，正向非自发。考虑ΔH和ΔS两个因素的影响,分为四种情况:1)ΔH＜0，ΔS＞0；ΔG＜0正向自发2)ΔH＞0，ΔS＜0；ΔG＞0正向非自发3)ΔH＞0，ΔS＞0；升高至某温度时ΔG由正值变为负值，高温有利于正向自发4)ΔH＜0，ΔS＜0；降低至某温度时ΔG由正值变为负值，低温有利于正向自发（4）反应自发进行的临界温度为：SHTcΔΔ例：化学反应低温自发，高温非自发（）1)ΔH＜0，ΔS＞02)ΔH＞0，ΔS＜03)ΔH＞0，ΔS＞04)ΔH＜0，ΔS＜0四．化学平衡1．化学平衡的特征：（1）υ正＝υ逆即正、逆两方向反应速率相等时,系统达到平衡状态。（2）生成物和反应物的浓度（或压力）不再发生变化（恒定）。(3）化学平衡是有条件的、相对的、暂时的动态平衡。条件改变,平衡会发生移动。2.标准平衡常数kθ(1)试验证明：生成物相对浓度（或相对压力）以计量系数为指数的的乘积与反应物相对浓度（或相对压力）以计量系数为指数的的乘积的比值为一常数，此常数称为该反应在该温度下的标准平衡常数，以kθ表示。(2)kθ的表达式对于气体反应：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)对于溶液中的反应:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)pθ=100kPa;Cθ=1moldm-3纯固体、纯液体不的浓度不列入表达式。beqaeqdeqgeqCBCCAcCDCCGck}/)({}/)({}/)({}/)({beqaeqdeqgeqpBppApPDppGpk}/)({}/)({}/)({}/)({1.下列反应的平衡