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1、热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—普通化学补充一、热力学基础（研究化学反应方向、程度（进行的可能性），反应涉及的能量）1.1对于化学反应：aA+bBTyY+zZ0=-aA-bB+yY+zZ0也bBB其中f为物质B的化学计量数。反应物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。反应进度:彳二△知二如⑴一弘⑼单位为mol•反应进度必须对应的化学计量方程式。1.2热和功1.2.1热…系统与环境Z间由于存在温差而传递的能量。系统吸热：Q>0；系统放热：Q<0o功…系统与环境之间除热Z外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W<0（失
2、功）；环境对系统做功，w>o（得功）。功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。1.2.2热力学第一定伦=Q+W1・3熔：H=U+pV吸热反应AH>0,放热反应厶H<0人㊀1.3.1反应的标准摩尔熠变：Ar^m-个反应的焙变必须对应的化学计量方程式。标進状态：气体：T,p=100kPa；液、固体：T,1个大气压0纯物质；溶液：溶质B,bB=lmol-kg_1',CB=lmol-L11.3.2△fHm（B,相态,7）,单位是kJ-moF1:在温度7•下，由参考状态单质生成物质B（i/b=+1）的标准摩尔焰变，称为物质
3、B的标准摩尔生成熔。参考态单质的标准摩尔生成焙为零。1.3.3相态,7）,单位是kJmol1：在温度T下,物质B（vb=-1）完全氧化成指定产物时的标准摩尔焰变，称为物质B的标准摩尔燃烧熠。燃烧产物和02的标准摩尔燃烧焙均为零。1.3.4Hess盖斯定律:化学反应不管是一步完成还是分儿步完成，其反应焙变总是相同的对于化学反应：aA+bBTyY+zZ△r碼⑴二弘亠碼:焙变二生成物的生成焰之和一反应物的生成焙之和；△r碼（门二.刃b2碼焙变二反应物的燃烧焙之和一生成物的燃烧焙之和；1.4自发变讹在没有外界（即没有非体积功）作用下，系
4、统自身发生变化的过程。许多放热反应（△//<（））能够自发进行。1.5爛（符号为S）：表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数。许多自发过程有混乱度增加的趋势（AS>0）。△「S鳥（D=1vb5m（B,相态,298・15K）1.6吉布斯函数(Gibbs)G・定义G二H・TS,G=H-TS(Gibbs公式)定义G=H-TSGibbs函数（变）判据:在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs函数减小。吉布斯自由能变的物理意义：4G越负，反应自发趋势越大；若AG=O,则推动力=0,体系达平衡，宏观过程停止.1.6.1标准摩尔
5、生成Gibbs函数：（B,相态,7）:在温度7K下，由参考状态的单质生成物质B（且妒+1时）的标准摩尔Gibbs函数变，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs两数。（1）如果T=298.15K,P=100kPa△fG身(298.15K)=》”B相态Z298.15K)(2)如果T#298.15K/P=100kPa^fim(Ti-^r^m(298A5K)-T^r^m(298.15K)rH1.6.2反应的可进行温度ArGme仃)=AHm°仃)・TArSme(T),平衡时，ArGme(T)=0,自发进行的温度7"二、动力学基础（反应速率的
6、快慢及反应速率的影响因素）化学反应速率：某一有限时间间隔内浓度的变化量2.1浓度对化学反应速率的影响•速率方程表达式：速率方程表达式：对于化学反应：aA+bBTyY+zZ其中a,6—反应级数：a+6；总反应级数。通常aHaWk—反应速率系数：k不随浓度而变，但受温度的影响，通常温度升高，k增大。零级反应时mol-L1-s1；一级反应时单位为sb对于一级反应，反应物浓度随时间的定量关系：通式:In^-―=-kt（一级反应）5（A）2.2温度对化学反应速率的影响：一Arrhenius邙可伦尼乌斯）方程式指数形式：k=k.e-EJRT
7、其中K。一指前参量，与速率常数k有相同的量纲；R：理想气体常数8.314J/mol.K；Ea—活化能，单位为kJmol1（与化学反应及化合物本身性质有关）E对数形式：In£=InkQ-RT2.3催化剂对化学反应速率的影响：过渡态理论：从反应物到生成物之I'可形成了势能较高的活化络合物，它具有较高的势能&C，它很不稳定，很快分解为产物，活化络合物所处的状态叫过渡态。催化作用的特点：1.只能对热力学上可能发生的反应起作用（4G）2.催化剂参与了化学反应，通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间。如对于反应：加入催化剂B。可以加快H2O2
8、分解：催化剂参与的分解反应，改变了反应机理，降低了反应活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大。2.4总结加快反应速率的方法从活化分子和活化能的观点来看，增加单位体积内活化分子总数可加快反应速率。活化分子总数=活化分子分数X分子总数分子总数活化分了分数活化分
