热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点

1、普通化学补充知识点总结热力学基础、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：其中为物质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： 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-系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。功-系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W<0（失功）；环境对系统做功，W>0（得功）。功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。

2、1.2.2热力学第一定律：1.3 焓：1.3.1反应的标准摩尔焓变：,一个反应的焓变必须对应的化学计量方程式。标准状态：气体：T，p =100kPa；液、固体：T，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B，bB=1mol·kg-1，,C B=1mol·L-1，1.3.2 (B,相态,T)，单位是kJ·mol-1: 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(B=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。参考态单质的标准摩尔生成焓为零。1.3.3 (B,相态,T)，单位是kJ·mol-1：在温度T下, 物质B (B= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，

3、称为物质B的标准摩尔燃烧焓。燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应焓变总是相同的对于化学反应：aA + bB yY + zZ (T) = B :焓变=生成物的生成焓之和反应物的生成焓之和；(T) =- B 焓变=反应物的燃烧焓之和生成物的燃烧焓之和；1.4 自发变化：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生变化的过程。许多放热反应（ ）能够自发进行。1.5 熵（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（ ）。 (T) = B (B,相态,298.15K) 1.6 吉布

4、斯函数(Gibbs)G. 定义G=H-TS，Gibbs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: DG越负, 反应自发趋势越大; 若DG=0，则推动力=0，体系达平衡，宏观过程停止.1.6.1 标准摩尔生成Gibbs函数:(B,相态,T) :在温度TK下，由参考状态的单质生成物质B(且B=+1时)的标准摩尔Gibbs函数变，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数。（1）如果T=298.15K,P =100kPa (298.15K) = B (B,相态,298.15K) （2） 如果T298.15K,P =100kPa (T)(298.15

5、K)-T(298.15K)1.6.2 反应的可进行温度rGmy (T)=rHmy (T)- Trmy(T) ，平衡时， rGmy (T)=0，自发进行的温度T 二、动力学基础（反应速率的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 + bB yY + zZ其中,反应级数：+：总反应级数。通常a,b。 k 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·L-1 ·s-1； 一级反应时单位为 s-1； 对于一级反应，反应物浓度随

6、时间的定量关系：2.2 温度对化学反应速率的影响：Arrhenius（阿伦尼乌斯）方程式指数形式： 其中K0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kJ·mol-1（与化学反应及化合物本身性质有关）2.3 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间形成了势能较高的活化络合物，它具有较高的势能Eac，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(DG)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Br

7、2，可以加快H2O2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×分子总数分子总数活化分子分数活化分子总数反应速率增大浓度（或压力） 升高温度 使用催化剂（降低活化能）三、化学平衡及化学平衡的移动（标准平衡常数、反应商、浓度、温度的影响）3.1化学平衡状态是化学反应在一定条件下所能达到的最大限度的状态 。特征：1.热力学特征：G=0（从G<0G=0）；2.动力学特征： （动态平衡）3.各物质

8、量关系：各物质的相对量不再改变，化学反应宏观停止。表现平衡时这个 关系的物理量为标准平衡常数 。4平衡是有条件的。温度、压力、浓度。3.2 标准平衡常数表达式( )对于化学反应：达到化学平衡时：其中P(X)为气体的平衡分压，py=100kPa， pD/ py为相对分压；c(B)为物质的平衡浓度，cy=1.0mol.L-1，c(A)/ cy为相对浓度；固体(s)、液体(l)写在表达式中； 溶液中的反应，溶剂(l)不写入表达式中。标准平衡常数是温度的函数，与浓度、分压无关，必须与化学反应计量式相对应。3.3 标准平衡常数的应用平衡常数的物理意义: Ky值是反应进行程度的标志。Ky值越大，说明反应进

9、行得越彻底，反应物的转化率越高。判断化学反应进行的方向：平衡常数与化学反应的方向反应商判据对于化学反应：在任意状态时： 该反应的反应商Q为： Q 而任意态时反应或过程的吉布斯函数变G,会随着系统中反应物和生成物的分压(对于气体)或浓度(对于溶液)的改变而改变.恒温恒压、任意状态下一个反应的吉布斯函数变计算公式热力学等温方程式即：当反应达到化学平衡时，反应平衡常数 K q（也就是平衡时的反应商Q）与标准吉布斯自由能变有如下关系： （因为 0DrGm (T)q RTln K q，平衡时 rGm(T)=0）DrGm (T)q - RT ln K q DrGm (T)q - RT ln K q 则Dr

10、Gm(T) - RT ln K q RT lnQ 即 DrGm(T) - RT ln(Kq/ Q)由此得出化学反应反应商判据： 若Q< K q, 则 DrGm <0 ,反应正向进行； 若Q = K q ,则 DrGm 0 ,平衡状态； 若Q> K q ,则 DrGm >0 , 反应逆向进行。 3.4 化学平衡的移动 3.4.1浓度对化学平衡移动的影响对于溶液中的化学反应，平衡时，Q =K 当c(反应物)增大或c(生成物)减小时, Q < K ,平衡向正向移动；当c(反应物)减小或c(生成物)增大时, Q > K , 平衡向逆向移动。3.4.2温度对化学平衡移动的影响因DrGm (T)q - RT ln K q ，ln Kq=-DrGm (T)q/ RT而又=-T可得ln Kq= -/RT+/Rln Kq与1/T为直线，斜率为-/R。对于放热反应， <0，温度升高 K减小，J > K ，平衡向逆向移动。对于吸热反应，>0，温度升高，K增大，J <K ，平衡向正向移动。设某一反应在不同温度 T1和T2时的平衡常数分别为K1q，K2q