1第一章 化学反应基本规律
大学化学第一章1讲解
解：（1）△U系统＝（-60）＋（-40）＝-100kJ （2）△U系统＝（-40）＋（+60）＝+20kJ （3）△U系统＝（+60）＋（+40）＝100kJ （4）△U系统＝（+40）＋（-60）＝-20kJ
化学反应的反应热 化学反应系统与环境进行能量交换的 主要形式是热，称反应热或热效应。
化学反应动力学 现实性—速率 计算任意反应的∆U、∆H、∆S 、∆G和速率v。
为了便于讨论，我们先介绍以下几 个基本概念： 包括： 系统、 环境、 相、
质量守恒、 能量守恒、 状态 和 状态函数、 热和功
热力学基本概念
◆系统和环境 (system and surroundings) 系统： 作为研究对象的那一
∴ QP =△U +P△V
QP = △U +P△V
上式可化为： QP=（U2-U1）+ P（V2-V1）
即： QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）
此时，令： H = U +PV 称：焓
则： QP =H2-H1=ΔH
意义：
焓：
符号：H ； H 是状态函数；
无绝对数值；
其值与n 成正比；
单位： kJ。 根据 Q 符号的规定，有：
• 也说明ΔU ，ΔH 可以通过量热实验进行直接测定。
注意下列各组状态函数表示的意义：
1.U , H 当泛指一个过程时状态函数改变量的
表示法
2.rU , r H
指明某一反应而没有指明反应进度即 不做严格的定量计算时，两个状态函
数改变量的表示法
3.rU m , r H m 表示某反应按所给定反应方程式进
1.化学反应基本规律-复习版
1.定容过程反应热 QV
V2 =V1 △V =0 ∵ △U =Q +W ∴ △U =Q -P△V =QV
2. 定压过程反应热 QP
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V
∴ QP =△U +P△V
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Qp U +pV2 V1
U2 U1+p2V2 -p1V1
(U 2 p2V2 ) U1 p1V1 U pV
令 H=U+pV ——焓
即得 Qp H
恒压热效应在数值上等于体系焓的变化
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焓的性质
❖焓是状态函数，有加和性。
H=U+pV
❖焓的绝对值无法确定，单位J
ΔH=H2-H1
❖焓随温度T 变化
H U p V
ΔH=ΔU+ΔngRT
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内能U（Internal Energy）
系统内部能量的总和。单位J
分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子运动的 能量，核内基本粒子间的核能等。
认识不会穷尽，故绝对值不可知，但改变值可知。
❖ 内能的特点：
内能的绝对值无法确定 内能是体系的状态函数 内能与物质的量n成正比
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参考态元素通常指在所讨论的温度和压力 下最稳定状态的单质。
标准摩尔焓变的计算 以乙炔的完全燃烧反应为例: C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+ H2O（l） 可将此反应分解为四个生成反应：
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关于系统混乱度的增加
混乱度——组成物质的质点在一个 指定空间区域排列和运动的无序程度。
同济大学普通化学第一章、二章习题答案(详细)
∴fG (298k, CO2(g) ) = 1/3 )kJmol1=kJmol1
19.解6CO2(g)+ 6H2O（l）==C6H12O6(s)+ 6O2（g）
fG (298k)kJmol10
∴rG (298k)=[( 6 ) ( 6 ) ]kJmol1=kJmol1>0
∴lnK(500k)= = =
∴K(500k) =1010
解法二：
∵ ln =
= =
∴ =10-7
∴K(500k) =10-7K(298k)=10-7(1016) =1010
23.解：N2(g) +3H2(g) ==2NH3(g)
fH (298k)/ kJmol100
S (298k)/ Jmol1k1
∴rG (298k)=[(2(2] kJmol1=kJmol1>0
∴此反应不能自发进行。
21．解 （1）MgCO3(s) ==MgO(s)+CO2(g)
fH (298k)/ kJmol1
S (298k)/ Jmol1k1
fG (298k) /kJmol1
∴rH (298k)=[+((]=kJmol1
∴该正反应为吸热反应。
25．解： 平衡反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)
= ( )Jmol1k1=Jmol1k1
18.解：2Fe2O3(s) + 3C (s ,石墨)==4 Fe (s) + 3 CO2(g)
fH (298k)/ kJmol1
S (298k)/ Jmol1k1
fG (298k)/ kJmol1
A 第一章 化学反应基本规律 3节资料
D) △U
8. 按热力学上通常的规定，下列物质中标准 摩尔生成焓为零的是（ A) C(金刚石) C) O3(g) ）
√ B) P4(白磷)
D) I2(g)
前面的学习发现，化学反应的自发性与ΔH 或ΔS 都有关系，但究竟是怎样的关系？
二、吉布斯函数变与化学反应进行的方向
利用“水往低处流”这一自发过程，可 以发电，做了非体积功——电功。
5. 在一定温度下，下列反应的ΔrSmӨ>0的是（ A. 2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
）
√
B. CH3COOH(l) → CH3COOH(s)
C. CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g)
D. Al(s) + 3/2 Cl2(g) → AlCl3(s)
6. 下列反应的标准摩尔焓变等于生成物的标
ΔfGmӨ(T) 标准摩尔生成吉布斯函 数：T, 由参考态单质生成1mol化 合物B的标准摩尔生成吉布斯函数 变 单位：kJ· mol-1
ΔfGmӨ(参考态单质, T) = 0
ΔfHmӨ(参考态单质, T) = 0
3
吉布斯函数变的计算
（1）标准态，298K下 ΔrGmӨ(298K)的计算 aA + bB → gG + dD
D Ag+(aq)+Br-(aq)→ AgBr(s)
2. 已知
CuCl2(s)+Cu(s)→2CuCl(s)
Cu(s)+Cl2(g) → CuCl2(s) A.36 B. -36
ΔrHmӨ(1) =170kJ· mol-1
ΔrHmӨ(2) =-206kJ· mol-1
则ΔfHmӨ （CuCl,s）应为（ ）kJ.mol-1
化学反应基本规律
单质、氧化物、酸、碱、盐的相互反应基本关系以下各类别物质间可发生反应：1、金属+酸2、金属+盐3、酸性氧化物+碱4、碱性氧化物+酸5、酸+碱6、酸+盐7、碱+盐8、盐+盐具体情况是：1、金属单质+ 酸→盐+ 氢气（置换反应）规律：在金属活动性顺序中排在氢之前的金属，才能置换酸中的氢；注意：常见的盐酸和稀硫酸可以与氢前面的金属反应生成氢气。
因浓硫酸、硝酸具有氧化性，与金属反应，但一般不能生成氢气；如Zn与稀硝酸反应生成Zn(NO3)2、H2O和NO如：锌+稀硫酸：Zn + H2SO4 =ZnSO4 + H2↑铁+稀硫酸：Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑铝+稀硫酸：2Al + 3H2SO4 =Al2(SO4)3 + 3H2↑铁+稀盐酸：Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑镁+稀盐酸：Mg+ 2HCl = MgCl2 + H2↑铝+稀盐酸：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑铜+稀盐酸：不反应银+稀硫酸：不反应特别提示：铁与盐酸、稀硫酸反应生成的盐中铁元素显+2价。
2、金属单质+ 盐溶液→另一种金属+ 另一种盐反应条件：①盐可溶；②在金属活动性顺序中，排在前面的金属才能置换后面的金属。
注意：钾、钙、钠很活泼，在盐溶液中不能置换出金属。
（因先与水反应）如：铁+硫酸铜溶液：Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu锌+硫酸铜溶液：Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu铜+硝酸汞溶液：Cu + Hg(NO3)2= Cu(NO3)2 + HgMg+NaCl溶液：不反应Cu+AgCl：不反应特别提示：铁与盐溶液发生置换反应时，生成物中铁显+2价。
3、碱性氧化物+酸→盐+ 水规律：酸为HCl、H2SO4、HNO3时，它们与任何碱性氧化物都可反应。
其它酸目前暂时不要求掌握。
如：氧化铁+稀盐酸：Fe2O3 + 6HCl =2FeCl3 + 3H2O氧化铁+稀硫酸：Fe2O3 + 3H2SO4 =Fe2(SO4)3 + 3H2O氧化铜+稀盐酸：CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O氧化铜+稀硝酸：CuO + 2HNO3 =Cu(NO3)2 + H2O氧化镁+稀硫酸：MgO + H2SO4 =MgSO4 + H2O氧化钙+稀盐酸：CaO + 2HCl= CaCl2 + H2O4、酸性氧化物+碱→盐+ 水规律：碱为NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2时，它们与任何酸性氧化物都可反应。
大学化学课后习题答案第123章
第1章化学反应基本规律习题及详解一．判断题1. 状态函数都具有加和性。
（×）2. 系统的状态发生改变时，至少有一个状态函数发生了改变。
（√）3. 由于CaCO3固体的分解反应是吸热的，故CaCO3的标准摩尔生成焓是负值。
（×）4. 利用盖斯定律计算反应热效应时,其热效应与过程无关,这表明任何情况下,化学反应的热效应只与反应的起,始状态有关,而与反应途径无关。
(×)5. 因为物质的绝对熵随温度的升高而增大，故温度升高可使各种化学反应的ΔS大大增加。
（×）6. ΔH, ΔS受温度影响很小，所以ΔG受温度的影响不大。
（×）7. 凡ΔG大于零的过程都不能自发进行。
（×）8. 273K，下，水凝结为冰，其过程的ΔS<0, ΔG=0。
(√)9.反应Fe3O4(s)+4H2(g) → 3Fe(s)+4 H2O(g)的平衡常数表达式为。
（√）10．反应2NO+O2→2NO2的速率方程式是:，该反应一定是基元反应。
（×）二．选择题1. 某气体系统经途径1和2膨胀到相同的终态，两个变化过程所作的体积功相等且无非体积功，则两过程（ B ）A.因变化过程的温度未知，依吉布斯公式无法判断ΔG是否相等B.ΔH相等C.系统与环境间的热交换不相等D.以上选项均正确2. 已知CuCl2(s)+Cu(s)→2CuCl(s) Δr H mΘ(1) =170KJ?mol-1Cu(s)+Cl2(g) → CuCl2(s) Δr H mΘ(2) =-206KJ?mol-1则Δf H mΘ（CuCl,s）应为（ D ）B. -363. 下列方程式中,能正确表示AgBr(s)的Δf H mΘ的是( B )A.Ag(s)+1/2Br2(g)→ AgBr(s)B.Ag(s)+1/2Br2(l)→AgBr(s)C.2Ag(s)+Br2(l)→ 2AgBr(s)D.Ag+(aq)+Br-(aq)→ AgBr(s)4. 298K下，对参考态元素的下列叙述中，正确的是（ C ）A.Δf H mΘ≠0，Δf G mΘ＝0，S mΘ＝0B.Δf H mΘ≠0，Δf G mΘ≠0，S mΘ≠0C.Δf H mΘ＝0，Δf G mΘ＝0，S mΘ≠0D.Δf H mΘ＝0，Δf G mΘ＝0，S mΘ＝05. 某反应在高温时能自发进行，低温时不能自发进行，则其（ B ）A.ΔH>0, ΔS<0 ；B. ΔH>0,ΔS>0C.ΔH<0, ΔS<0 ；D.ΔH<0, ΔS>06. 1mol气态化合物AB和1mol气态化合物CD按下式反应:AB(g)+CD(g)→AD(g)+BC(g),平衡时,每一种反应物AB 和CD都有3/4mol转化为AD和BC,但是体积没有变化,则反应平衡常数为( B )9 97. 400℃时，反应3H2(g)＋N2(g)→2NH3(g)的K673Θ＝×10-4。
化学反应的基本规律
反应热（Q）
四、恒容反应热和恒压反应热
恒容反应：
即：恒容反应热等于体系的内能变化。
ΔU=Q－W=Qv－W体 = Qv
恒压反应：
W = W体= p·△V = p(V2 － V1 )
20、适用条件：
应用：对于一定状态下的理想气体，已知其中几个物理量，可以求未知量：p、V、n、T。
40、公式变换：
二、分压定律
如果几种理想气体混合在一起，相互之间不发生化学反应，那么每种气体的分压和混合气体的总压之间，遵循道尔顿分压定律： 即：混合气体的总压力等于混合气体中各组分的分压之和。 A,B,C …i…
两个容器的器壁承受的压力是否相同？
A B
每种组分气体仍然遵守理想气体状态方程
01
02
03
04
设混合气体含有A、B两组分气体，方程变换如下：
xi- i组分气体的摩尔分数。
即：组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。
05
已知总压、组分的物质的量，可以计算分压。
按体系和环境的相互关系不同，可将体系分为以下三类：
敞开体系
封闭体系
孤立体系
状态函数
状态函数就是描述体系状态的物理量。状态函数的2大特性： 体系的状态一定，状态函数就有确定的值； 体系的始态和终态一定时，状态函数的变化值为一定值， 与体系的变化途径无关。
二、内能、热和功的概念
一杯水：
ΔT＝80℃－20℃＝60℃
PO2= 同理PN2=
【例1】 某温度下，将2×105Pa的O2(3 dm3)和3×105Pa的N2(6 dm3)的充入6 dm3的真空容器中，求混合气体的各组分的分压及总压。 PA=PO2 +P N2= 1×105+3×105= 4×105（Pa）
化学反应基本规律笔记
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化学反应的基本规律与现代化学的发展有着重要的关系，它提供了理解分析各种化学反应过程的有效框架，为研究化学反应动力学提供了基本的知识和工具。
化学反应的基本规律包括反应化学平衡、物质稳定性、物质活度等方面。
反应化学平衡规则是指在一个特定的化学反应条件（压力、温度等）下，反应有没有达到化学平衡，如果是，则反应涉及的物质的摩尔比例是一定的，在此种情况下，反应的前后速率都很低，反应的潜热和活化能也很低，但是反应发生的能量也很低，不能作为热和动能的来源。
物质稳定性法则指，所有自发反应都是稳定物质向不稳定物质反应，而不稳定物质能合成稳定物质，因此可以认为所有化学反应都是物质稳定性由高到低的过程。
物质活度法则指，化学反应物中物质活度越高，反应的速率就越快，温度升高时，反应速率也会增加。
而温度降低时，反应速率会降低，这种情况下，可以通过改变反应条件或者增加活性物质的浓度来提高反应的速率。
在这些基本规律的基础上，还有物质的反应机理、反应物的活泼性、反应动力学等理论，可以用来分析各种化学反应。
催化剂法则是指催化剂可以大大改变化学反应的速率，以及使反应方程式中某些反应物不参与反应，使反应过程更加细致，以达到一定的效果。
催化剂有两种，一种是化学催化剂，这种可以增加反应物的活化能和反应速率；另一种是物理催化剂，如光线、热和电等，可
以改变反应条件，影响反应的可逆性。
绿色化学是一个新的研究方向，它提出了几个基本原则，即“精确控制、源头排放、低能耗、低毒害、可循环使用”。
绿色化学要求在化学反应过程中，节约资源，减少污染，同时也充分考虑环境保护，以达到可再生和可持续发展的目的。
以上就是化学反应基本规律的简要介绍。
化学反应基本规律笔记
化学反应基本规律笔记
化学反应是指物质之间的化学变化，是物质的一种重要性质。
它的结果是一种新的物质，或者原有物质的新的组合。
化学反应是科学研究的基础，也是大自然规律准备的重要部分。
一般来说，每种化学反应都有其固有的基本规律。
首先，化学反应涉及物质的增加或减少，也就是外部条件无法改变。
其次，物质在反应中产生或消失，即物质外部条件不变的情况下发生反应，产生新物质，或者消失原有物质组合。
第三，化学反应是可逆的，这意味着物质可以通过另一种化学反应重新组合，以形成与原物质完全相同的物质。
例如，水的水解反应可以反过来，产生原水的组合。
此外，化学反应还可以分为两类，即发生反应的化学反应和发生变化的化学反应。
前者是涉及反应物本身的反应，其结果是物质的消失或组合；而后者是涉及反应物外部条件变化的反应，其结果是物质的变化或转化，但不涉及物质组合变化。
此外，不同物质组合在反应中也有不同的反应活性，反应活性越高，则反应速率也越快。
化学反应也可以根据温度的变化而变化，升高温度可以加速反应，降低温度则可以减慢反应速率。
此外，在反应中，也可以用催化剂来改变反应速率，使反应速率加快或减慢，从而获得更佳的效果。
另外，物质在进行化学反应时，经常会发生发光、发热、发生噪音等一系列反应。
这是因为在反应过程中，物质转化而释放出能量，这种能量可以转化为光、热或声音。
总之，化学反应是一个复杂而精妙的系统，常常会发生许多不同的反应。
但是，上述基本规律都是其中的最基本的因素，应该牢记。
从而更好地帮助我们了解和掌握物质的变化规律，以期能在虚拟实验室中进行更有效的研究和计算。
第一章 化学反应的基本原理
熟悉常用热力学函数的意义，并能正确书写
掌握化学反应
ΔHθ 、ΔSθ 、ΔG θ 、ΔG θ 的计算，判断反应自发性 298 298 298 T
认识化学平衡及平衡常数的意义，能用Kθ~ΔGθ关系式计算 了解反应速率、基元反应、反应速率方程、反应级数等概念 认识质量作用定律的意义，了解温度等对反应速率的影响
我们只关心内能的变化量
ΔU = U 2 -U1
20
5 热和功
热（Heat）
体系与环境之间因温差而传递的能量称为热，用符号Q 表示， 单位为J或kJ。
功（Work）
体系与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，用符号
W表示，单位为J或kJ。
功可分为体积功和非体积功（其它功或有用功，W’）两大类。 通常我们说系统不做其他功，意味着W’=0
第一章
化学反应的基本原理
1
在研究化学反应时，人们总会思考一些问题：
如：当几种物质放在一起时
a. 能否发生反应？
b. 反应速率多大？ c. 会发生怎样的能量变化？ d. 到什么程度时反应达到平衡？ e. 反应机理如何？
a，c，d 属于化学热力学问题，而 b， e 属于化学动力学问题。
2
热力学的研究对象、方法和局限性
36
液态：从宏观上讲，是指具有一定的体积，不容易被压缩，
但没有一定的形状，能够流动的物体。从微观上讲，组成物质 的微粒（以下简称为分子）相互间也有较强的作用力，分子的 排列情况更接近于固体，只是它们的有规则排列局限于很小的 区域内（约在10-７m的范围内），而众多的这些小区域之间则
是完全无序地聚合在一起。
37
气态：从宏观上讲，是指既没有一定的形状，也没有一
定的体积的物体，它总是充满整个容器，很容易被压缩。 从微观上讲，气体分子间距很大，它们的相互作用力很小， 除了在相互发生碰撞或与器壁发生碰撞以外，气体分子的 运动近似地可以看做是匀速直线运动，直到与其他分子或 38 器壁发生碰撞为止，因此气体总是充满整个容器。
大学化学习题与答案
第一章化学反应基本规律1、在标准态的规定中，下述表达不正确的是( )A、标准压力P=B、T=C、b=mol·kg-1D、纯固体或纯液体处于标准压力。
2、在标准条件下，下列反应式中能表示CO2的Δf H m的反应式为( )A、C(金刚石)+ O2(g)= CO2(g)B、C(石墨)+O2(g)= CO2(g)C、CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g)D、CO2(g)=CO(g)+1/2O2(g)3、已知下列反应在一定温度下的热效应:4Fe2O3(s)+Fe(s)=3Fe3O4(s), Δr H m=-74 kJ·mol-14Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s), Δr H m=-1664kJ·mol-1则可计算出Fe3O4(s)的标准摩尔生成焓等于( )4、等压过程，高温非自发，低温自发的条件是( )5、等温条件下,某反应Δr G m=10kJ·mol-1，这表示该反应在标准状态下( )A、自发进行B、非自发进行C、自发与否,需具体分析6、汽车尾气中的CO，可用加入催化剂催化其热分解的方法消除。
已知热分解反应CO(g)= C(s)+O2(g)的Δr H m=·mol-1,Δr S m=·mol-1·K-1这一方法正确与否解释其原因:7、（1）U，S，H，G均为( )（2）Δr H m>0为( )（3）Δr G m <0为( )（4）K为( )8、反应的Δr H m<0，温度升高时（T2>T1）则平衡常数( )当Δr H m>0，温度升高时则( )9、碳燃烧反应为基元反应，其方程式为C(s)+O2 (g)→CO2 (g)则其反应速率方程式为( )A、υ=kc(C)c(CO2)B、υ=kc(O2)c(CO2)C、υ=kc(CO2)D、υ=kc(O2)10、升高温度，可增加反应速度，主要因为( )A、增加了分子总数B、增加了活化分子百分数C、降低了活化能D、促进平衡向吸热方向移动11、已测得高温时焦炭与二氧化碳反应C+CO2→2CO的活化能为167kJ·mol-1。
化学反应基本规律 大纲
化学反应基本规律大纲Chemical Reaction Basic Principles.A chemical reaction is a process in which one or more substances, the reactants, are transformed into one or more different substances, the products. Substances are either chemical elements or compounds. A chemical reaction rearranges the constituent atoms of the reactants to create different substances as products. Chemical reactions can be classified as chemical equations, in which the chemical formulas of the reactants (e.g. the initial substances) and products (e.g. the final substances) are used to concisely depict a chemical reaction.1. Law of Conservation of Mass.The law of conservation of mass states that mass can neither be created nor destroyed in a chemical reaction. In other words, the total mass of the reactants is equal to the total mass of the products. This law is based on theprinciple that matter is neither created nor destroyed in any physical or chemical change.2. Law of Definite Proportions.The law of definite proportions states that a given compound always contains the same elements in the same proportion by mass. This law was first proposed by Joseph Proust in 1799. For example, water is always composed of hydrogen and oxygen in a ratio of 1:8 by mass.3. Law of Multiple Proportions.The law of multiple proportions states that if two elements can combine to form more than one compound, the masses of one element that combine with a fixed mass of the other element are in a ratio of small whole numbers. This law was first proposed by John Dalton in 1803. For example, carbon and oxygen can combine to form two compounds, carbon monoxide and carbon dioxide. In carbon monoxide, the mass of oxygen that combines with a fixed mass of carbon is 16, while in carbon dioxide, the mass of oxygen that combineswith the same mass of carbon is 32.4. Law of Combining Volumes.The law of combining volumes states that gases react with each other in simple volume ratios. This law was first proposed by Joseph Louis Gay-Lussac in 1808. For example, hydrogen and oxygen react to form water in a volume ratio of 2:1.5. Law of Reciprocal Proportions.The law of reciprocal proportions states that if two elements A and B react with a third element C to form two different compounds, then the masses of A and B that react with a fixed mass of C are inversely proportional to their atomic masses. This law was first proposed by Jeremias Benjamin Richter in 1792. For example, if element A has an atomic mass of 12 and element B has an atomic mass of 16, then the mass of A that reacts with a fixed mass of C will be twice the mass of B that reacts with the same mass of C.中文回答：化学反应基本规律。
化学反应原理1--4各章知识点
选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
新教材高中化学第一章物质及其变化 氧化还原反应的基本规律及配平提升课学生用书新人教版必修第一册
第3课时 氧化还原反应的基本规律及配平(提升课)学业基础——自学·思记·尝试一、氧化还原反应的基本规律 1．守恒规律应用：有关氧化还原反应的计算与反应方程式的配平。
2．强弱规律还原性：还原剂＞还原产物； 氧化性：氧化剂＞氧化产物。
应用：物质间氧化性(或还原性)强弱的比较或判断；氧化剂(或还原剂)和有还原性(或氧化性)的物质在一定条件下能否发生反应。
3．先后规律(1)同一氧化剂与多种还原剂混合时,还原性强的先被氧化。
例如,已知还原性：I －＞Fe2＋＞Br －,当把氯气通入FeBr 2溶液时,氯气首先氧化Fe 2＋；把氯气通入FeI 2溶液时,氯气首先氧化I －。
(2)同一还原剂与多种氧化剂混合时,氧化性强的先被还原。
例如,在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H＋的溶液中加入铁粉,因为氧化性：Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋,所以铁粉先与Fe 3＋反应,然后再依次与Cu 2＋、H ＋反应。
应用：判断反应能否发生或判断反应发生的先后顺序。
4．价态规律(1)高低规律：最高价态只有氧化性,最低价态只有还原性,中间价态既有氧化性又有还原性。
(2)“价态归中,互不交叉”规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为价态相邻能共存,价态相间能归中,归中价态不交叉,价升价降只靠拢。
“价态归中,互不交叉”的三种情况：应用：可判断氧化还原反应能否进行及反应产物。
(3)歧化反应规律(同种元素)“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应,如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
二、氧化还原反应方程式的配平1．配平原则2．配平步骤3．示例配平反应Zn＋HNO3(稀)―→Zn(NO3)2＋NO↑＋H2O(1)先配变价元素(2)再用观察法配平其他的物质：3Zn＋8HNO3(稀)===3Zn(NO3)2＋2NO↑＋4H2O4.氧化还原反应方程式配平的基本方法(1)正向配平法适用于反应物分别是氧化剂、还原剂的反应。
《工程化学》化学反应基本规律
学能U2。
1
Q> 0
2
U1
W<0
U2
则有：
U2 = U1 + Q + W
ΔU = U2 – U1 = Q + W
注:书中若未特别指明，所讨论的均为封闭系统。
例：某系统吸收热量 1000kJ，并对环境做 了550kJ 的
W = –550kJ ΔU = Q + W = 1000 + (–550) = 450kJ
H2(g) + 2 O2(g) H2O(g) f Hm (H2O,g,298K) = –241.82kJ·mol–1
f Hm (参考态元素,T ) = 0
下列哪些是参考态元素？
参考态元素：指在所讨论的温度和压力下
最稳定状态的单质，或为指定单质。
（1）Hg(l) Br2(l)
是
Hg(g) Br2(g)
四、化学反应反应热的计算
1. 标准摩尔反应焓变
某温度T 下，反应中各物质处于标准 态时，反应进度 ξ = 1mol（即按指定化学 计量方程式一次完全进行的反应）时的反 应热效应，称为标准摩尔反应焓变。
符号：r Hm (T )
单位：kJ·mol–1
当未指明温度(T)时，均指 298.15K。
热力学关于标准态的规定
则 反 应 6C(石墨) + 3H2(g) → C6H6(l) 的
rHm 为
(A)
(A) 49.2 kJ·mol–1； (B) –49.2 kJ·mol–1；
(C) 2588.3 kJ·mol–1； (D) 98.4 kJ·mol–1。
4.由标准摩尔生成焓求标准摩尔反应焓变
CH 4(g) 2O2(g)
化学反应基本规律
解：n= n(NH3) + n(O2) + n(N2) =0.320mol+0.180mol+0.700mol =1.200mol
【例1】某容器中有NH3、O2、N2等气体混合物。取样分析后，其中nNH3= 0.320mol，nO2 = 0.180mol，nN2= 0.700mol。混合气体的总压 p= 133.0kPa。试计算各组分气体的分压。
r = m/V P(m/r) = nRT r = P(m/n)/(RT) M= m/n r = (PM)/(RT)
求密度（r)
2
气体方程的运用
惰性气体氙能和氟形成多种氟化物 XeFx。实验测定在80 oC，15.6 kPa 时，某气态氟化氙试样的密度为0.899（g · dm-3)，试确定这种氟化氙的分子式。
3.书写平衡常数表达式的注意事项 ⑴在平衡常数表达式中，习惯上将产物的平衡浓度幂的乘积作分子，各反应物的平衡浓度幂的乘积作分母 ⑵平衡常数表达式的书写与反应方程式一致 例如：N2(g)+3H2(g)→2NH3(g) Kp1=P2(NH3)/P (N2) P3(H2) 1/2N2(g)+3/2H2(g)→NH3(g) Kp2=P (NH3)/P1/2(N2) P3/2(H2) ⑶固体或纯液体不必写进平衡常数表达式 CaCO3(s) →CaO(s)+CO2(g) K=P(CO2)
t
反应物或产物速度随时间的变化曲线
v
t
时间
O
V正
V逆
V正＝ V逆
化学平衡：
单位时间内物质浓度的改变
（3）化学平衡的特征：
a V正＝ V逆
b 各组分浓度不再变化（浓度不一定相等，但相关）
大化-新大学化学参考答案
大学化学习题参考答案第一章：化学反应基本规律一、判断题1〔×〕2〔√〕3〔×〕4〔×〕5〔×〕6〔×〕7〔×〕8〔√〕9〔√〕二、选择题10<D>11<B>12<C>13<B>14<B>15<D>16<A>17<C>18<C>19<C>20<A>21<C>2 2<A>三、填空题23等容；等压24降低；增加25⊿r G m〔封闭系统〕26自发的；非自发的27状态函数；初态；终态；途径28 60.75kPa；4.15×10-3mol29 2.25×10-4；不变；左；不变；不〔V不变时〕；增加；右30<1>k[A][B]2 <2>k[A][B]-1<3>k[A]31 基元反应；非基元反应32大于；小于；等于〔近似〕；小于；小于；大于第二章溶液与离子平衡一、判断题1〔×〕2〔√〕3〔×〕4〔×〕5〔×〕6〔×〕7〔×〕8〔×〕9〔×〕10〔×〕11〔√〕12〔×〕13〔√〕二、选择题14<C>15<A>16<C>17<B>18<C>19<A>20<c>21<D>22<B>23<B>24<A>25<D>三、填空题26蒸气压降低；沸点升高；凝固点降低；具有渗透压；量27 1*10-141*10-20 28 k sΘ<Ag2CrO4>=[b<CrO42->/bΘ][b<Ag+>/bΘ]2k sΘ=4S3<bΘ>-3 29填表：30 底浓度往高浓度31. 形成难解离的配离子32HPO42-; HO－; SO42-; [Fe<OH><H2O>5]2+33=<1.0×10-14>/<1.76×10-5>=5.68×10-1034 NH4+、H3PO4、H2S为酸；PO43-、CO32-、CN-、OH-、NO2-为碱；[Fe<OH><H2O>5]2+、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-、H2O为两性物质第三章氧化还原反应电化学一、判断题1〔×〕2〔√〕3〔×〕4〔×〕5〔×〕6〔×〕7〔×〕二、选择题8 <A>9<B>10<C>11<A>12<D>13<C>14<B>15<D>16<C>17<C>18<A>三、填空题19 CrO72-; Sn2+20 自发；电子的转移或偏移21 正极的电极电势大于负极的电极电势22 负极23〔－〕Pt Fe3+<b1>,Fe2+<b2> Cl-<b3> Cl2<p> Pt<+> 24 0.797V25 降低；升高26 0.0034V；-2×96485×0.0034＝656.098 j mol-1；ln kΘ=<2×96485×0.0034>/<8.314×298.15>=0.2647 kΘ=1.3030 27 Cu-2e＝Cu2+; Cu2+ +2e＝Cu;4OH- -4e＝O2+2H2O; Cu2+ +2e＝Cu; Cu-2e＝Cu2+; Cu2+ +2e＝Cu;29〔注：第四空可能不严密,该电池的负极为Ag涂布AgCl插入Cl-〔如NaCl〕中；正极为Pt涂布I2插入I-〔如NaI〕,根据电极反应,电池反应可以写成I2+2Ag+2Cl-= 2I-+2AgCl,但I-可以借助盐桥进入负极区<Na+也可进入正极区>,因此AgCl将发生沉淀的转化形成AgI,因此最终电池反应应为2Ag+I2 = 2AgI。
化学反应基本规律
化学热力学如何解决化学反应的第一类基本问题？
由于化学反应往往伴随着能量 的变化，主要表现是吸热或放 热，是否通过研究反应的热变 化等能解决化学反应第一类基 本问题呢？
热力学方法是一种宏观的研究方法
它只讨论大量微观粒子（宏观体系，即拥有超大量分子的系统）的平均 行为（宏观性质，即宏观可观测量，如T、p、m、V等），而不考虑 体系内个别分子的结构等微观信息。 它只预测某个过程发生的可能性，而不管其 实际上是否发生、如何发生以及进行的快慢； 往往只需知道体系的始、终态和外界条件， 就能得到可靠结论，且这些结论在其应用范 围内带有普遍的指导意义。
热和功的取号与热力学能变化的关系。
系统吸热 系统放热
Q>0
Q<0
U = Q + W 环境 U >0 系统 U <0
W>0
W<0
对系统作功 对环境作功
热（heat）和功（work）随堂练习
如图，电池放电后，选择不同对象为研究体系时的W、Q、ΔU：
（1）以水为系统
没有做功，向环境吸热 W=0 , Q>0 , △U>0
W= 0 , Q= 0 , △U= 0
热（heat）和功（work）
热和功则是能量传递的两种基本表现形式。 热是系统与环境因温度不同而传递的能量，其本质是物质粒子混乱运动 的宏观表现。 符号：Q ， 单位：kJ； Q 不是状态函数； 系统吸热：Q > 0 ； 系统放热：Q < 0
热（heat）和功（work）
热和功则是能量传递的两种基本表现形式。 除了热以外，体系和环境之间的一切能量传递形式—功，如体积功、机 械功、电功、表面功等，其本质是物质粒子作定向运动的结果。 体积功 W，非体积功 W’ 单位：kJ； W不是状态函数； 系统对环境作功:W <0； 环境对系统作功: W >0。
新大学化学学习导引
第1章化学反应基本规律1.1 本章小结1.1.1. 基本要求（包括重点和难点）第一节系统与环境、相的概念第二节化学反应的质量守恒定律--化学计量方程式状态与状态函数、热、功、热力学能的概念化学反应的能量守恒定律--热力学第一定律焓、化学反应热--定容热和定压热、盖斯定律、标准摩尔生成焓、化学反应热（标准摩尔焓变）的计算第三节熵、热力学第三定律、标准摩尔熵、标准摩尔熵变的计算吉布斯函数、定温定压下化学反应方向的判据、熵变及焓变与吉布斯函数变之间的关系（吉布斯-亥姆霍兹公式）、标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔吉布斯函数变的计算、定温定压下任意状态摩尔吉布斯函数变的计算（化学反应等温方程式）第四节气体分压定律、标准平衡常数、标准摩尔吉布斯函数变与标准平衡常数之间的关系、混合气体系统的总压改变对化学平衡的影响及其定量计算、温度对化学平衡的影响及其计算第五节化学反应速率的表示法、反应进度反应速率理论、活化能、化学反应热效应（焓变）与正逆反应活化能之间的关系基元反应与非基元反应、质量作用定律—基元反应速率方程、速率常数、反应级数温度与反应速率常数之间的关系及其计算催化剂对反应速率的影响第六节链反应、光化学反应1.1.2. 基本概念第一节系统与环境(三类热力学系统) 系统是人为划定作为研究对象的那部分物质；环境是系统以外并与之密切相关的其他物质。
系统和环境之间通过物质和能量的交换而相互作用，按照物质和能量交换的不同情况，可将系统分为三种：（1）敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换；（2）封闭系统与环境之间仅存在能量交换，不存在物质交换；（3）孤立系统与环境之间既无物质交换，也无能量交换。
相（相与聚集态）系统中的任何物理和化学性质完全相同的部分叫做相，不同相之间有明显的界面，但有界面不一定就是不同的相，例如相同的固态物质。
对于不同的相，在相界面两侧的物质的某些宏观性质（如折射率、密度等）会发生突变。
聚集状态相同的物质在一起，并不一定是单相系统（如油与水的混合），同一种物质可因聚集状态不同而形成多相系统（如冰、水及水蒸气）。
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ΔH <0 QP <0 恒压反应系统放热;
ΔH >0 QP >0 恒压反应系统吸热。
化学反应热的计算
1.盖斯定律
化学反应的反应热（在定压或定容条件下） 只与物质的始态或终态有关而与变化的途径 无关。 1 如：C+ O2= CO 2 1 CO+ O2= CO2 2 C+O2= CO2 ΔrH2
ΔrH3 ΔrH1
Ө
4
在进行计算 由于ΔfHmB与nB成正比，
Ө
时B的化学计量数νB 不可忽略。
例题：计算乙炔完全燃烧的标准摩尔焓变。
解：
C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+ H2O（l） 0 －393.51 －285.83
Ө
Ө ΔfHmB（T） 226.73
根据:
ΔrHm (T)= ΣBνBΔfHmB
Ө
(T)
许多反应我们可以看得到， 如： 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3
Mg + CO2 = MgO + CO
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3
有些反应难以看得到： Pb2+ + EDTA = Pb-EDTA
有的反应式可以写出来，
却不知到该反应能否发生： Al2O3 + 3CO = 2Al + 3CO2
通常把只做体积功，且始态和终态具有
相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做 反应热。 根据反应条件的不同，反应热又可分为：
1.定容过程反应热 QV V2 =V1 △V =0 ∵ △U =Q +W ∴ △U =Q -P△V =QV
2. 定压过程反应热 QP
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V
Ө 符号：ΔcHm,B(T)
单位：kJ· -1 mol
完全燃烧—可燃物分子中各元素都变成最 稳定的氧化物或单质。
如：C→CO2 P→P2O5 H→H2O N→N2
Ө
S→SO2
这些氧化物或单质的 ΔcHm,B(T)=0 化学反应的焓变与燃烧焓有如下关系:
Ө ΔrHm(T)=
-ΣBνBΔcHm(T)
Ө
C+D = CD ΔH2 ;
A+C = AC ΔH3 ;
B+D = BD ΔH4 。 则： ΔH =ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2
即: △rH=∑i△rHi
2.标准摩尔焓变 因为QP=ΔH，所以恒温恒压条件下的 反应热可表示为反应的焓变:ΔrH(T); 反应系统的nB确定为1mol时,反应热 称为反应的摩尔焓变:ΔrHm(T)； 在标准状态下的摩尔焓变称反应的 Ө 标准摩尔焓变:ΔrHm (T)
有物质有能量的交换
封闭系统
无物质有能量的交换
孤立系统
无物质无能量的交换
（没有真正的孤立系统）
系统中任何物理和化学性质完全相 3.相： 同的部分是为一个相。 相与相之间有明确的界面。 例如：
H2O
CCl4
（油-水界 面亦如此）
汽 冰 水
硫粉+铁粉
（粉末颗粒 间亦有界面）
化学反应中的质量守恒定律
―在化学反应中，质量既不能创 造，也不能毁灭。 只能由一种形 式转变为另一种形式。”
(2) 在系统状态变化时，状态函数的 改变量只与系统的始、末态有关而与
过程无关。
即：
X =X2-X1 途 径 1
途 径 2
2.热力学能 即内能—系统内部能量的总和。
符号：U ， 单位：kJ· -1。 mol U 是状态函数；
无绝对数值；
其值与n 成正比。
热力学中将能量交换形式分为热和功。
* 热 热是系统与环境因温度不同而传递的 能量。
W=F△h =PA△h =P△V
热力学第一定律数学表达式
一封闭系统1，热力学能U1， 从环境吸 收热Q，对环境做功W，变到状态2,热力 学能U2
Q>0
U1
W<0
U2
则有：
ΔU = Q + W
(ΔU=U2-U1)
化学反应的反应热 化学反应系统与环境进行能量交换的 主要形式是热，称反应热或反应热效应。
Ө Ө
通式：
ΔrHm (T)= ΣBνBΔfHmB
Ө
Ө
(T)
注
1
Ө
意
ΔfHmB(298.15K)是热力学基本数据，
可查表。单位：kJ.mol-1
2 3
Ө ΔrHmӨ(T)≈ΔrHm(298.15K)；
C（石）、H2（g）、O2（g）皆为参考态元 素。参考态元素的标准摩尔生成焓为 零。如：ΔfHm (O2,g)=0
符号：Q ，
单位：kJ； Q 不是状态函数； 系统吸热：Q > 0 ； 系统放热：Q < 0
*功
系统与环境交换能量的另一种形式—功
★功分为：体积功 W (W=-PΔV )
非体积功 W′ ★单位：kJ。 ★ W
△h
★系统对环境作功: W <0； ★环境对系统作功: W >0。
热力学关于标准态的规定
（1）气体物质的标准态是在标准压力(p⊖ =
100.00kPa)时的(假想的)理想气体状态; （2）溶液中溶质B的标准态是:在标准压力p⊖ 时的标准质量摩尔浓度b⊖ =1.0mol.kg-1,
并表现为无限稀薄溶液时溶质B(假想)的
状态;
时的纯液体或纯固体。
（3）液体或固体的标准态是:在标准压力p⊖
通常用化学反应计量方程表示这种系统。
通式：
0=B BB
B称化学计量数。
以合成氨反应为例：N2 +3H2 ==2NH3
可写为：
即： 对于一般的反应：
0 = -N2 -3H2 +2NH3
N2 +3H2 == 2NH3 aA+bB == gG+dD
其化学反应计量方程为： 0=BBB
其中B的符号： a、b为负；g、d为正
1.新物质的生成；
2.系统能量的降低； 3.系统混乱度的增加；
4.系统具有做功的本领。
下面，我们逐一进行讨论：
关于系统能量的降低
让我们分析下述过程的共同特点是什么？ 水往低处流，直到水位差消失； 热传向低温物体，直到温差消失；
电流向低电位点，直到电位相等；
气体向低压处扩散，直到气压相等。
在这些自发过程中，系统的能量都降低了。
根据盖斯定律：
反应物
ΣνiΔcHm(T)
Ө Ө ΔrHm(T)
生成物
ΣνiΔcHm(T)
Ө
燃烧产物
所以反应焓变也可用燃烧焓计算：
Ө ΔrHm(T)= ΣνiΔcHm(反) Ө
-ΣνiΔcHm(生)
Ө
例题：已知
ΔCH (COOH2,l)= –246.05kJ· –1 mol
Ө ΔCHm(CH3OH,l)= –726.64kJ· –1 mol Ө ΔCHm(COOCH3,l)= –1 677.78kJ· –1 mol Ө
Ө Ө
O2(g)→O2（g）
Ө ΔrHm2 (T)=ΔfHm Ө 2,T) (O Ө
Ө C(S)+O2（g）→CO2 2ΔrHm3 (T)= 2ΔfHm (CO2,T) Ө Ө
H2(g)+O2(g)→H2O(l) ΔrHm4 (T)=ΔfHm (H2O,l,T)
根据盖斯定律：ΔrHm (T）=ΣiΔfHmi(T） 有: Ө Ө Ө Ө Ө ΔrHm =2ΔfHm3 +ΔfHm4 -ΔfHm1 -ΔfHm2
有：
ΔrH1=△rH2+△rH3
将上式写成通式： △rH=∑i△rHi 根据盖斯定律，
若化学反应可以加和，则其反应热也可 以加和。
推理：任一化学反应可以分解为若干最
基本的反应 （生成反应） ，这些生成 反
应的反应热之和就是该反应的反应热。
如： AB + CD == AC + BD ΔH A+B = AB ΔH1 ;
为此，我们先建立几个基本概念， 包括： 系统、 环境、 相； 质量守恒、 能量守恒
1. 系统： 作为研究对象的那一部分物质。 以下图为例：
如果，以反应物为系统
如果，以反应物及其容器为系统
如果，以整个反应装置为系统
2. 环境： 系统之外，与系统密
切联系的其它物质。
三种热力学系统 系统与环境间 敞开系统
那么，化学变化中系统的能量也降低吗？
放热反应是能量降低的过程。
放热（△H<0）的化学反应是自发的吗？ 能不能根据△H<0判断反应是否自发？
2Al+Fe2O3 → Al2O3+2Fe
我们熟知的“铝热法”实验，其反应式是：
△H <0
确是自动进行的放热反应！ 但是：NaAc+NH4NO3→ NaNO3+NH4Ac 这是吸热反应，△H >0 但是自动进行了！
这个下落过程 自动进行了。 反过程能自 动进行吗？
T2 T1
位能 动能
T1
?
T2
热能
在一定条件下，不需外力能自动进行的过程 ——自发过程。
当我们把薄薄的硅片捏碎时： 硅片落地而且分散开来了。
落地——能量降低； 分散——混乱度增大！ 化学过程同样也有相似的情况,
我们将进一步进行讨论。
化学反应的特征
例题：试计算反应2NH3(g)→N2 (g) +3H2 (g)
的标准焓变ΔrHm 在25℃能自发吗？？
ϴ
解:反应式:
mol ΔfHmϴ (298.15K)/kJ· -1
2NH3(g)==N2 (g) +3H2 (g)