大学普通化学复习资料.ppt

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1、普通化学复习1化学反应所涉及的问题包括：⑴反应判据：反应发生与否的理论依据⑷反应机理：反应是如何进行的可能性现实性化学热力学化学动力学⑵反应限度：生成多少产物，有何规律⑶反应速度:完成反应需要时间，反应快慢1、系统：被划定的研究对象，也叫体系；在化学反应的研究中，方便地将所有反应物及生成物作为系统。第一章热化学与能源物质能量封闭体系敞开体系孤立体系没有有有有没有没有系统的性质:强度性质广度性质2、状态函数：用来描述系统状态物理量。如T、p，V、U、S、G等状态函数改变量只与系统始态和终态有关，与变化的途径无关。3.内能：热力学能，

2、指系统内部质点(微粒)能量的总和。用符号U表示；SI单位为J。注意☆(1)内能或热力学能是状态函数；(2)热力学能具有广度性质，也就是与物质的质量成正比；4.化学计量数：说明：对于反应物为负值，对于产物为正值；对于同一化学反应，化学计量数与反应方程式的书写有关。N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)各计量数(N2)=-1(H2)=-3(NH3)=21/2N2(g)＋3/2H2(g)＝NH3(g)各计量数(N2)=-1/2(H2)=-3/2(NH3)=1例题：反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)消耗：1.5mo

3、lN24.5molH2求反应进度？5.反应进度△ξ=△nB/γB（单位为mol）解：＝-1.5mol/-1=-4.5mol/-3=3mol/2=1.5mol1/2N2(g)＋3/2H2(g)＝NH3(g)反应进度为？3mol☆对于同一反应方程式，选用不同物质表示，反应进度是相同的；☆同一反应，反应方程式的书写不同，反应进度不同；【ksai】6热力学第一定律能量守恒定律（P15）：在任何过程中能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量总值不变。能量守恒定律应用于热力学中，即称热力学第一定律。热力学第一定律

4、的实质是能量守恒与转化定律。U1U2QWU2-U1=Q+Wq、W不是体系性质(是体系与环境间某种形式的能量传递)，不是状态函数，而是途径函数。7定容反应热qV恒容、不做非体积功的情况下，△V=0，W’=0W=-p△V+W’=0根据热力学第一定律：△U=q+w△U=qv☆当恒压封闭体系不做非体积功时，体系与环境的热交换与焓的变化量相等。8定压反应热(qp)与焓定容热与定压热的关系定压下：定温定压下，且参加反应的为理想气体时：qp-qv=△Hp-△Uv=(△Up+p△V)-△Uv=p△V(1.15)9物质的标准摩尔生成焓1.符号表示：

5、物质B的标准摩尔生成焓△fHθm(B)(298.15K)2.定义：给定温度和标准态下，由指定单质(通常为常温常压下最稳定者)生成单位物质的量的纯物质B时的反应焓变，称为纯物质B的标准生成焓。☆特定条件：标准状态下的焓变，压力为100kpa，选定的温度为298.15K；☆定义中的“指定单质”，是指选定温度和标态时，最稳定的状态。(也可以说常温常压时）指定单质如：H2(g)、C(石墨)、P(白磷)、Br2(l)、I2(s)等。而标态下Br2(g)，O3(g)，C(金刚石)不是稳定状态的单质。△fHθm(指定单质)(298.15K)=0

6、10、反应的标准摩尔焓变的计算(△rHθm)反应标准焓变(标准状态下定压热效应)的计算方法思想：△rHθm=△Hθ产-△Hθ反例1-8、求如下反应在298.2K下的焓变：Ag2O(s)HCl(g)H2O(l)AgCl(s)-30.05-92.31-285.83-127.07☆反应的标准摩尔焓变计算△fHθ(298.15K)p39211、盖斯定律及反应热效应计算盖斯定律：在恒压或恒容条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，与变化的途径无关。一定条件下，化学反应是一步或多步完成，其热效应(qp,m、qV,m)是相同的。ACB

7、熵:系统内物质微观粒子混乱度(或无序度)的量度S12反应的熵变混合过程使系统的混乱度增加，因此熵增加。熵的热力学定义*“热温商”从热力学推出，在恒温可逆过程中系统所吸收或放出的热量(以qr表示)除以温度等于系统的熵变S：G=H–TS对于等温过程:吉布斯13反应的吉布斯函数变ΔG=ΔH–TΔS或ΔrGm=ΔrHm–TΔrSm吉布斯等温方程2.1.2反应自发性的判断(ΔG)ΔG>0，非自发过程，过程能向逆方向进行ΔG=0，平衡状态1.以ΔG为判断标准—最小自由能原理ΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行※ΔrG=0就是化学平衡的热力

8、学标志或称反应限度的判据。熵判据和吉布斯函数判据的比较熵判据吉布斯函数判据系统孤立系统封闭系统过程任何过程恒温、恒压、不做非体积功自发变化的方向熵值增大，ΔS>0吉布斯函数值减小，ΔG<0平衡条件熵值最大，ΔS=0吉布斯函数值最小，ΔG=0判据法名