化学-化学反应的基本原理
普通化学第二章 化学反应的基本原理
12
熵的性质
熵是状态函数，具有加和性。
根据上述讨论并比较物质的标准熵值，可以得出下面 一些规律：
(1) 对于同一种物质：
Sg > Sl > Ss
(2) 同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度
的升高而增大。
例因如素。1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq)
rHm = 14.7 kJ·mol-1
2.Ag2O(s) →
2Ag(s) +
1 2
O2(g)
rHm=31.05 kJ·mol-1
2. 混乱度、熵和微观态数
（1） 混乱度 许多自发过程有混乱度增加的趋势。
盐在水中溶解 气体的扩散 系统有趋向于最大混乱度的倾向，
ΔrSm (298.15 K) = 167.6 J.mol-1·K-1
根据分压定律可求得空气中CO2的分压
p(CO 2 ) p (CO 2 ) 101.325 kPa 0.030% 30 Pa
根据公式，在110℃ 即383 K时
rGm(383 K)= rGm(383 K) + RT ln{p(CO2)/pθ } = [82.24 383×0.1676] kJ.mol-1
S高温>S低温
(3) 对于不同种物质：
S复杂分子 > S简单分子
(4) 对于混合物和纯净物： S混合物 > S纯物质
13
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数
利用这些简单规律，可得出一条定性判 断过程熵变的有用规律：
对于物理或化学变化而论，几乎没有例 外，一个导致气体分子数增加的过程或
化学反应原理讲义
化学反应原理讲义化学反应原理讲义一、化学反应的基本原理化学反应是物质发生化学变化过程的一种表现形式。
化学反应的基本原理包括以下几个方面：1.反应物和生成物的摩尔比例：在化学反应中，反应物和生成物之间有一定的摩尔比例关系。
通常可以通过化学方程式来表示化学反应过程，方程式中的系数表示了摩尔比例关系。
例如：2H₂ + O₂ → 2H₂O 表示了水的合成反应，其中H₂和O₂的摩尔比为2:1。
2.化学反应的能量变化：化学反应通常伴随着能量的变化，包括吸热反应和放热反应两种类型。
吸热反应是指在反应过程中吸收热量，即反应物的能量高于生成物的能量，因此反应释放了热量。
放热反应则相反，是指在反应过程中释放热量，即反应物的能量低于生成物的能量，因此反应吸收了热量。
3.化学反应的速率：化学反应的速率指的是反应物消耗或生成的速度。
速率受多种因素影响，包括反应物的浓度、温度、催化剂的存在等。
通常用反应物消耗或生成的物质数目随时间的变化速率来描述化学反应速率。
4.化学平衡：在化学反应中，反应物和生成物会达到一定的平衡状态，即反应物的消耗和生成物的生成趋于相等。
化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度会保持一定的比例关系，称为平衡浓度。
二、化学反应的实例1.氧化还原反应：氧化还原反应包括氧化和还原两个过程，其中氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
氧化还原反应常见的实例包括金属与酸反应生成盐和气体、金属与非金属元素反应生成盐等。
例如：Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag 是一种氧化还原反应，其中Cu被氧化为Cu²⁺，Ag⁺被还原为Ag⁰。
2.酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
酸碱中和反应满足质子转移的原则。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H₂O 是一种酸碱中和反应，其中H⁺离子被转移并结合到OH⁻离子上，形成水。
3.置换反应：置换反应是指试剂中的离子与另一个试剂中的离子发生交换的反应。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
这种变化是由化学原理驱动的，下面我们来探讨化学反应的基本原理。
一、质量守恒定律质量守恒定律是化学反应的基本原理之一。
它指出，在任何化学反应中，反应物的质量与生成物的质量之和保持不变。
换句话说，化学反应前后物质的总质量始终保持恒定。
例如，当将氧气与氢气混合并点燃时，发生以下反应：2H2 + O2 → 2H2O根据质量守恒定律，氧气与氢气的质量之和等于水的质量，即反应前后物质的总质量保持不变。
二、能量守恒定律能量守恒定律是化学反应的另一个基本原理。
它表明在化学反应中，能量既不能创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物和生成物的能量可能有所不同。
有些化学反应会吸收能量，被称为吸热反应；而有些反应会释放能量，被称为放热反应。
例如，燃烧是一种放热反应，当将木材放入火中时，木材与氧气反应产生热量和二氧化碳：C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + 热能反应中的化学能转化为热能，释放出来。
三、化学键的形成和断裂化学反应的基本原理还涉及化学键的形成和断裂。
在化学反应中，化学键可以形成或断裂，这导致原子重新排列，并形成新的化学物质。
化学键是原子之间的力，它们通过电子的共享或转移来连接原子。
化学反应中，原子间键的形成或断裂需要吸收或释放能量。
例如，当氯气（Cl2）与钠金属（Na）反应时，氯气中的氯原子接收钠金属中的电子，形成氯化钠（NaCl）：Cl2 + 2Na → 2NaCl在反应中，氯气中的氯原子与钠金属中的钠原子发生电子转移，形成了化学键。
这种化学键的形成和断裂是化学反应进行的基础。
四、速率与反应机理化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗的量或生成物产生的量。
速率与反应机理密切相关，反应机理描述了反应过程中分子之间的相互作用和转化。
反应机理涉及反应的中间过程和过渡态，它们由反应物转化为产物的中间步骤。
反应速率取决于各个步骤的速率常数和反应物的浓度。
高考化学反应原理
高考化学反应原理
化学反应原理是指化学反应发生的基本原理和规律。
在化学反应中，原子、分子或离子之间会发生化学键的形成、断裂或转化，从而使反应物转变为产物。
化学反应的原理可以归纳为以下几个方面：
1. 质量守恒定律：在化学反应中，反应物的总质量等于产物的总质量。
这意味着化学反应中既没有物质的消失，也没有物质从空气中或其他地方产生出来。
2. 摩尔守恒定律：在化学反应中，反应物和产物之间的摩尔比是固定的。
根据化学方程式，可以计算出反应物和产物的摩尔比例，从而预测反应中物质的消耗和生成。
3. 能量守恒定律：在化学反应中，能量既不会被创造也不会被销毁，只会从一种形式转化为另一种形式。
反应中，反应物的化学能被转化为活化能，进而转化为产物的化学能。
4. 动力学原理：化学反应的速度取决于反应物之间的碰撞频率和碰撞能量。
反应物分子之间的碰撞能量大于或等于活化能时，化学反应才能发生。
5. 平衡原理：化学反应在一定条件下达到平衡状态，并遵循热力学平衡定律。
在平衡状态下，反应物和产物的浓度、压力或分子数保持不变，但反应仍在进行，正反应速率相等。
通过理解和掌握化学反应原理，我们能够预测和解释化学反应的发生过程、产物的生成以及各种化学现象。
同时，化学反应原理也为我们设计和优化化学过程、合成新材料等提供了基础和指导。
普通化学 化学反应的基本原理
1.自发过程 在一定条件下不需任何外力（或功） 便可自动进行的反应（或过程）
自发过程的特点(一)
(1)水往低处流； (2)热向低温物体传递； (3)电流向低电位点流动 ； (4)气体向低压处扩散。
这些物理自发过程的特点是什么？
自 发 过 程
水 流 热 的 传 导
1
已知：C(s)+ O2(g) →CO2 (g) Fe2O3+
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数 2.1.1 熵和吉布斯函数
3 C→2Fe+ 3 CO 2 2 2 都可以向右进行；
3 3 而 Al2O3+ C→2Al+ CO2 却不能发生。 2 2
1 那么： CO+NO→CO2+ N2 能否向右进行？ 2
限 度
判
据
△ h =0
△h <0（h2<h1）
电
△ T =0 流 △ E =0 △ p= 0
△T <0（T2<T1） △E <0（E2<E1）
气 体 扩 散
△p <0（p2<p1）
这些过程的特点可归纳为：能量下降。 即过程自发地趋向能量最低状态。
化学反应自发的特点是什么？
只有“ΔH <0 的放热反应”是自发的吗?
影响化学反应自发性的因素还有 混乱度和温度。 混乱度—组成物质的质点在一个指定
空间区域内排列和运动的无序程度。 例1 密闭容器中气体的扩散:
例2 KMnO4溶液的扩散:
不均匀
均匀
自发过程的特点(二)
此二例表明： 自发过程，系统的混乱度增大了。
热力学中，有两条重要的自然规律控
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是化学现象中最基本的过程之一。
化学反应的基本原理包括反应物、产物、反应条件等。
本文将分别从这几个方面来阐述化学反应的基本原理。
一、反应物反应物是发生化学反应的原料，是指其中一个或多个参与反应的物质。
化学反应中，反应物发生变化形成产物。
反应物在反应中一般会产生化学键的断裂和新化学键的形成，使得化学反应能量发生变化。
在化学反应中，反应物的种类和数量非常重要，它们对反应的速度和产物的种类有很大影响。
二、产物产物是反应化学物质在反应后形成的化学物质，是化学反应的最终结果。
产物和反应物在物质上的性质有很大不同，涉及到化学键的形成和断裂，能量的吸收或释放，以及物质的分子结构等方面的变化。
产物是反应的结果，它的种类和数量取决于反应物的种类和数量，还受到反应条件的影响。
三、反应条件反应条件包括温度、压力、质量浓度等因素。
温度越高，反应速率越快，因为分子碰撞的机会增加了；压力增加，反应速率也会增加，因为分子间的碰撞频率增加；此外，反应物的质量浓度也对反应速率有一定影响。
反应条件的变化可能改变反应的选择性和速率，因此非常重要。
四、能量变化化学反应中，反应物的原子之间产生化学键，化学键断裂时吸收能量，新的化学键形成时则释放能量。
这些能量变化可以影响反应的方向和速率。
如一些反应在放出热时，反应速率就会很快，而一些反应需要吸收热时，反应速率就比较慢。
五、反应机理反应机理指化学反应发生的步骤和中间产物。
化学反应通常包括起始反应、中间反应和末端反应，每一步骤中可能产生多种中间产物和反应物，以及吸收和释放能量。
反应机理是研究化学反应速率和反应选择性的重要方法，可以帮助科学家了解反应过程和调节反应条件。
化学反应是化学学科的核心内容之一，它涉及到很多基本的化学知识和概念，包括化学键、静电、分子运动等等。
化学反应的基本原理涵盖反应物、产物、反应条件、能量变化和反应机理等几个方面。
这些基本原理是了解化学反应的必要基础，也是科学家深入探究化学反应机制的重要突破口。
大学化学：第二章 化学反应的基本原理
§2-1 §2-2 §2-3 §2-4
熵与熵变 吉布斯函数变 反应限度与化学平衡 化学反应速率
§2-1 熵与熵变
一、过程的可逆与不可逆性一、过程的可逆与不可逆性 从自然界中观察到的过二程、(变熵化与)都熵是增不加可原逆理的。 ➢热由高温物体传给低温三物、体熵，值直及至熵温变差的为计零算； ➢气体从高压扩散到低压，直至压差为零； ➢正电荷从高电位迁移到低电位，直至电位差为零； ➢不同种组分的相互混合、扩散(推动力?)；
▪ 对于化学反应，反应物质是可逆的，且变化在无 限接平衡状态下进行时，为热力学可逆过程。
▪ 可逆过程的逆过程发生后，体系及环境都得以复 原，不留下任何变化的痕迹(包括物质的和能量的)。
二、熵与熵增加原理
1、熵与熵变 对于简单、熟悉的过程，可用诸如ΔT、 Δ p、 ΔE
等作为自发过程方向与限度的判据(推动力)； 对于复杂的物理化学过程，用什么函数来判断? 已知很多放热反应是自发的，那么放热则自发？
放热并非一定自发
二、熵与熵增加原理
1、熵与熵变
S qr 定温可逆过程: S qr
T
T
对定温的任意过程: S q 不可逆 (2-1-1)
T 可逆
封闭系统的定温过程中，系统的熵变不可能小于
过程的热温商。
即封闭系统的定温可逆过程中，熵变等值于过程 热温商，不可逆中，系统的熵变大于过的热温商；
S是一个状态函数（广度性质），但宏观抽象。
生的熵变。食物（蛋白质、淀粉等）的熵小于排泄 物的熵。
“新陈代谢的最基本内容是：有机体成功地使自 身放出他活着时不得不产生的全部熵。”
3
三、熵值及熵变的计算
1、物质的规定熵与标准摩尔熵 ➢由热三律指出：规定，纯物质完美晶体，S0K＝0 ➢物质的标准摩尔熵：Sθm(B,T)为单位物质的量的纯 物质标准条件下的规定熵。单位“J·K-1·mol-1”。
化学反应的重要原理与知识点
化学反应的重要原理与知识点化学反应是化学学科的核心内容，它研究物质之间的相互转化过程。
在化学反应中，有一些重要的原理和知识点需要我们了解和掌握。
本文将介绍化学反应的一些基本原理和知识点，帮助读者更好地理解和应用化学反应。
首先，化学反应的基本原理是质量守恒定律和能量守恒定律。
质量守恒定律指出，在化学反应中，反应物的质量总和等于生成物的质量总和，质量不会凭空消失或增加。
能量守恒定律指出，在化学反应中，反应物和生成物的能量总和保持不变，能量只能从一种形式转化为另一种形式。
其次，化学反应的速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
反应物浓度越高，反应速率越快；温度越高，反应速率越快；催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。
这些因素的变化会影响反应速率的快慢，从而影响化学反应的进行。
此外，化学反应的平衡是化学反应过程中一个重要的概念。
化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化，但反应仍在进行。
平衡常数是描述平衡状态的指标，它与反应物浓度的比例有关。
平衡常数越大，反应偏向生成物；平衡常数越小，反应偏向反应物。
平衡常数的大小可以通过化学方程式和浓度计算得出。
此外，化学反应中还有一些重要的类型，如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程，如HCl与NaOH反应生成NaCl和H2O。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程称为氧化，物质获得电子的过程称为还原，如2Na + Cl2反应生成2NaCl。
置换反应是指元素或基团在化合物中位置的变化，如CuSO4 + Zn反应生成Cu + ZnSO4。
最后，化学反应的速率可以通过速率方程来描述。
速率方程是反应速率与反应物浓度的关系式，它可以由实验数据得出。
速率方程中的指数称为反应级数，反应级数可以告诉我们反应速率对于反应物浓度的敏感程度。
速率方程的研究可以帮助我们理解和控制化学反应的速率。
综上所述，化学反应的重要原理和知识点包括质量守恒定律、能量守恒定律、反应速率与反应物浓度、温度、催化剂的关系、化学反应的平衡、平衡常数、酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应以及速率方程等。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理
化学反应是指物质发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理是根据物质的组成和反应条件，原子之间进行重新排列以形成新的化学键，从而产生新的物质。
化学反应中，原子、分子或离子之间的化学键被破坏或形成，从而导致了物质性质的改变。
化学反应遵循一定的反应原理，包括能量守恒原理、物质守恒原理和化学键重新组合原理。
根据能量守恒原理，化学反应过程中总能量的和保持不变，即反应前后总能量相等。
根据物质守恒原理，化学反应中反应物的质量和反应产物的质量之和保持不变，即反应前后物质的总质量不变。
根据化学键重新组合原理，化学反应中原子之间的化学键被破坏或形成，使得原子重新组合成新的分子和离子。
化学反应的基本原理还涉及到反应速率、反应平衡以及反应热力学等方面。
反应速率描述了反应物转化成产物的速度，受到反应物浓度、温度、压力和催化剂等因素的影响。
反应平衡是指在一定条件下，反应物转化为产物和产物转化为反应物的速率相等，达到动态平衡。
反应热力学研究反应过程中的能量变化，包括焓变、熵变和自由能变化等。
综上所述，化学反应的基本原理是根据能量守恒原理、物质守恒原理和化学键重新组合原理，通过重新排列原子、分子和离子之间的化学键，形成新的化学物质，并受到反应速率、反应平衡和反应热力学等因素的调节。
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。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间的相互作用，导致化学键的形成、断裂和重新组合的过程。
化学反应是化学变化的基本表现，它依赖于几个基本原理，包括能量守恒定律、质量守恒定律和化学反应速率等。
本文将深入探讨化学反应的基本原理及其应用。
一、能量守恒定律能量守恒定律指的是在化学反应中，能量的总量保持不变。
根据热力学第一定律，能量既不能被创造，也不能被消灭，只能在不同形式之间进行转化。
化学反应中，反应物的化学键断裂需要吸收能量，而生成物的化学键形成会释放能量。
反应物和生成物之间的能量差称为反应焓变，可以用来预测反应过程中能量的转化。
以燃烧反应为例，当燃料与氧气发生反应时，化学键断裂需要吸收能量，而新的化学键形成会释放能量。
反应前后的总能量保持不变，符合能量守恒定律。
这个原理在工业和生活中有广泛的应用，例如发电厂中的燃煤、燃气和核能等。
二、质量守恒定律质量守恒定律指的是化学反应中原子的数目保持不变。
化学反应只是原子重新组合的过程，原子并不会被创建或销毁。
无论是反应物还是生成物，在化学反应前后的总原子数是相等的。
以水的电解反应为例，当通过电解水时，水分子分解为氢和氧气。
反应前后，氢和氧气的总原子数保持不变，符合质量守恒定律。
这个原理也可以应用于化学合成、分解和置换等各种反应中。
三、化学反应速率化学反应速率指的是反应物转化为生成物的速度。
速率受多种因素影响，包括温度、浓度、压力和催化剂等。
其中温度是影响反应速率最显著的因素之一。
根据活化能理论，温度升高会增加反应物的动能，增加反应物分子的碰撞频率和能量，从而加快反应速率。
催化剂是能够改变反应速率的物质，通过提供一个新的反应路径，降低了反应的活化能。
化学反应速率的准确预测和控制对于工业生产和环境保护有重要意义。
例如，催化剂的应用可以促进化学反应，提高生产效率和产品纯度。
结论化学反应的基本原理包括能量守恒定律、质量守恒定律和化学反应速率等。
根据这些原理，可以预测和控制化学反应的过程和结果。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是化学领域中至关重要的概念，它涉及物质之间发生的转变和变化。
了解化学反应的基本原理对于理解化学现象、加深对化学知识的掌握以及应用化学于实际生活中都非常重要。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、摩尔比和化学方程式等。
1. 反应物和生成物在化学反应中，反应物是指参与反应的起始物质，生成物则是指在反应中形成的新物质。
例如，在氧化铁的制备过程中，铁（Fe）和氧气（O2）是反应物，而生成的氧化铁（Fe2O3）是生成物。
反应物和生成物的种类可以各不相同，取决于具体的化学反应类型。
2. 摩尔比和化学方程式化学反应的发生需要满足一定的摩尔比。
摩尔比是指反应物之间在化学反应中的相对数量关系。
化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的方法。
例如，用化学方程式表示氢气与氧气的反应为：2H2 + O2 -> 2H2O其中，2H2表示2个氢气分子，O2表示1个氧气分子，2H2O表示2个水分子。
方程式中的系数代表反应物和生成物的摩尔比，通过这个比例关系，可以推断出反应物的化学量和生成物的化学量。
3. 反应类型化学反应可以分为多种类型，包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。
不同类型的反应具有不同的特点和条件。
例如，在酸碱反应中，酸和碱发生中和反应，生成盐和水。
在氧化还原反应中，电子的转移导致物质的氧化和还原。
在置换反应中，原子或离子的位置发生交换。
了解不同类型的反应有助于预测反应的产物和了解化学反应的机理。
4. 反应速率和能量变化化学反应的速率是指单位时间内物质转化的量。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
高温、高浓度、适当的催化剂和较大的表面积通常会加快反应速率。
反应过程中还伴随着能量的变化，包括放热反应和吸热反应。
放热反应释放能量，而吸热反应则吸收能量。
5. 化学平衡在化学反应中，反应物和生成物之间可能达到一种动态平衡，即化学反应同时进行正反两个方向，但反应物和生成物的浓度保持一定的稳定状态。
第二章化学反应的基本原理
第二章 化学反应的基本原理重要概念1.自发反应：在给定的条件下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程。
自发过程都是热力学的不可逆过程。
2.系统倾向于取得最低的势能。
3.反应的焓变是判断一个反应能否自发进行的重要依据但是不是唯一的依据。
4.过程能自发地向着混乱程度增加的方向进行。
5.熵是系统内物质微观粒子的混乱度（或无序度）的量度。
Ω=kln S ，式中Ω为热力学概率或者称混乱度，k 为波尔兹曼常数。
6.熵的公式表明：熵是系统混乱度的量度，系统的微观状态数越多，热律学概率越大，系统越混流乱，熵就越大。
7.热力学第二定律：在隔离系统中发生的自发反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值，这就是自发过程热力学的准则，称为熵增加原理。
8.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都等于零。
表达式为S （0K ）=kln1=0；9.依此为基础，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热力学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵。
10.单位物质的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。
11.规定处于标准状态下水合氢离子的标准熵值为零。
12.（1）对于同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，液态时的熵又大于固态时的熵。
（2）同一物质在相同的聚集态时，其熵值随温度的升高而增大；（3）在温度和聚集态相同时，分子或晶体结构较复杂的物质熵值大于分子或晶体结构较为简单的物质的熵值。
（4）混合物或溶液的熵值往往比相应的纯净物的熵值大。
13.对于物理或者化学变化而言，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值的增大。
14.注意，虽然物质的标准熵随温度的升高而增大，但是只要是没有引起物质聚集状态的改变，其值通常相差不大，可以认为反应的熵变基本不随温度而变，这一点和焓变很类似。
15.自由能：把焓和熵并在一起的热力学函数。
16.吉布斯函数：m r m r m r S T H G TS H G ∆-∆=∆-=或者写成。
化学核心素养了解化学反应的基本原理和方程式
化学核心素养了解化学反应的基本原理和方程式化学核心素养：了解化学反应的基本原理和方程式化学是一门研究物质的性质、构成和变化的科学。
在学习化学过程中，了解化学反应的基本原理和方程式是非常重要的，它使我们能够深入理解物质之间的相互作用，预测反应的结果，并在实践中应用化学知识。
本文将介绍化学反应的基本原理和方程式的相关概念。
一、化学反应的基本原理化学反应是指物质发生变化时，原有物质的化学性质发生改变，生成新的物质。
化学反应的基本原理可以总结为以下三点：首先，化学反应是由于化学键断裂和重新组合导致的。
化学键是连接原子的强力作用，当原子之间的键被断裂，新的键将形成，产生新的物质。
通过断裂和形成化学键，原子的排列和连接方式发生变化，从而导致物质的性质发生改变。
其次，化学反应必须满足能量守恒定律。
根据能量守恒定律，化学反应中的能量总量在反应前后保持不变。
反应过程中，一些化学键的形成会释放能量，而一些化学键的断裂会吸收能量。
通过平衡能量的释放和吸收，反应系统能够保持能量守恒。
最后，化学反应必须满足质量守恒定律。
根据质量守恒定律，化学反应中反应物的总质量等于生成物的总质量。
虽然在反应过程中，原子的重新排列和连接发生变化，但每个原子的质量守恒。
二、化学方程式的表示化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应过程的方法。
它包括反应物、生成物以及它们的化学式。
一个典型的化学方程式包括反应物、生成物和反应条件。
反应物位于左边，生成物位于右边，用箭头“→”隔开。
方程式中的化学式表示反应物和生成物的组成，化学符号表示元素的简写。
在方程式中，用系数表示反应物或生成物的物质的摩尔比例。
例如，氢气与氧气发生反应生成水的化学方程式可以表示为：2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)这个方程式表示了2摩尔的氢气和1摩尔的氧气反应生成2摩尔的水。
方程式中的“(g)”表示气态，“(l)”表示液态。
三、化学反应类型化学反应可以分为不同的类型，每个类型都有其特定的特征和方程式。
化学反应的基本原理和应用
化学反应的基本原理和应用化学反应的基本原理和应用化学反应是指原子之间的一系列化学变化过程。
在化学反应中，原子和分子以形成新的化学物质。
这些变化有时是直接可见的，但其他情况下，必须通过分析其物理和化学性质来确定它们是否已经发生。
本文将介绍化学反应的基本原理和应用。
1. 化学反应的基本原理化学反应的基本原理可以用以下几个方面来描述：1.1 反应物反应物是参与化学反应的物质。
在化学反应中，它们结合形成新的化学物质。
一个化学反应包括两种或更多反应物的混合。
1.2 反应过程化学反应是一种将反应物转化为新化学物质的过程。
在这个过程中，电子和共价键的重新排列有时会转移原子，形成新的化合物，让它们成为稳定的化学物质。
1.3 反应产物化学反应的结果是新的化学物质，这些物质称为反应产物。
在化学反应过程中，反应物结合在一起产生新的化学物质。
1.4 化学式化学反应可以用化学式表示。
化学式是一种特殊的符号，用于描述化合物中原子之间的相对强度和位置。
常见的化学式包括分子式、离子式和结构式。
1.5 化学键原子之间的相互作用是通过共价键或离子键建立的。
在反应中，化学键的断裂和新的化学键的形成是创建新化合物的必要步骤。
2. 化学反应的应用2.1 工业化学反应大多数现代工业化学反应都是通过多步反应来生产所需的产品。
举例来说，工业制造铝的过程需要几个化学反应步骤，其中一些反应需要高温、高压以及多个催化剂。
工业反应通常通过精确地控制反应条件来最小化引起不需要的副反应的可能性。
这些条件包括温度、压力、物质配比、催化剂和反应速率。
2.2 食品和药品制造食品和药品制造涉及大量的化学反应。
生产人工甜味剂、防腐剂和食品染料都需要化学反应。
药品制造也涉及到化学反应，因为化学反应可以合成必要的配方。
在制药工业中，化学反应被用于生产药物。
化学反应可以制造药物中所需的化学组分，并将它们组合成正确的化合物。
这是许多药物生产过程最基本的步骤。
2.3 环保处理化学反应可以用于处理环境中的污染问题。
化学反应原理有哪些
化学反应原理有哪些化学反应原理是化学学科中的重要内容之一，它涉及到物质之间的相互转化和变化规律。
化学反应是指原子核、原子、离子、分子等粒子之间发生相互作用，从而引起物质发生化学变化的过程。
化学反应原理的研究有助于我们更深入地了解物质的性质和变化规律，对于化学工业生产、环境保护、新材料开发等领域都具有重要的意义。
下面我们将就化学反应原理的相关知识进行介绍。
首先，化学反应的基本原理是质量守恒定律和能量守恒定律。
质量守恒定律是指在一个封闭系统中，化学反应前后所涉及的各种物质的质量之和保持不变，即反应前的总质量等于反应后的总质量。
能量守恒定律是指在一个封闭系统中，化学反应前后所涉及的各种物质的能量之和保持不变，即反应前的总能量等于反应后的总能量。
这两条定律是化学反应发生的基本前提，也是化学反应原理的基础。
其次，化学反应的速率受多种因素影响。
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
化学反应的速率受到温度、浓度、压力、催化剂等因素的影响。
一般来说，温度越高，反应速率越快；浓度越高，反应速率越快；压力越大（对气体反应而言），反应速率越快；催化剂可以加速反应速率。
这些因素的影响是化学反应原理中的重要内容，也是化学工程和生产中需要考虑的因素。
另外，化学反应的平衡是化学反应原理中的重要概念。
在一定条件下，化学反应达到动态平衡，即反应物和生成物的浓度保持一定比例，反应速率前后相等。
平衡常数是描述反应达到平衡时各种物质浓度之间的比例关系的参数，它与反应物质的性质和温度有关。
化学反应平衡的研究对于工业生产中的反应条件控制、产物纯度提高等方面具有重要意义。
最后，化学反应原理的研究对于环境保护和新材料开发也具有重要意义。
通过对化学反应机理的深入研究，可以更好地控制有害物质的排放和处理，保护环境。
同时，化学反应原理的应用也为新材料的研发提供了理论基础，促进了新材料的应用和推广。
总之，化学反应原理是化学学科中的重要内容，它涉及到质量守恒定律、能量守恒定律、反应速率、平衡等多个方面的知识。
化学反应基本原理
化学反应基本原理化学反应是物质之间发生的变化过程，是化学研究的核心内容之一。
了解化学反应的基本原理对于理解化学现象和应用化学知识都具有重要意义。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应速率、化学平衡以及化学反应机制等。
一、反应速率反应速率描述了化学反应进行的快慢程度，是物质转化的速度指标。
反应速率受多种因素影响，包括物质浓度、温度、催化剂和物质间的碰撞频率等。
在物质浓度保持不变的情况下，温度升高会加快反应速率，因为分子动能增加，碰撞频率增加，有效碰撞的几率增大。
催化剂是能够在反应中降低活化能的物质，通过提供新的反应路径降低反应活化能，从而提高反应速率。
二、化学平衡化学反应不一定一直进行下去，当反应物转化为产物的速率与产物转化为反应物的速率相等时，达到了化学平衡。
化学平衡是指化学反应处于动态平衡状态，反应物与产物的浓度不再变化。
化学平衡的条件是温度、压力和浓度等参数保持不变。
达到平衡后，反应物和产物浓度的比值保持恒定，称为平衡常数。
平衡常数的数值取决于反应物和产物的浓度比。
三、化学反应机制化学反应机制描述了化学反应的具体步骤和过程。
它通过分子层次解释了反应物转化为产物的细节。
反应机制通常包括初级步骤和次级步骤。
初级步骤是反应过程中最基本、最关键的步骤，参与更多分子之间的碰撞和反应。
次级步骤是在初级步骤发生后产生的中间体继续反应，形成最终产物。
了解化学反应机制对于控制和优化反应过程具有重要意义。
总结：本文介绍了化学反应的基本原理，包括反应速率、化学平衡以及化学反应机制等。
反应速率取决于物质浓度、温度、催化剂和物质碰撞频率等因素。
化学平衡是指反应物和产物浓度保持恒定的状态，平衡常数决定了反应的平衡位置。
化学反应机制描述了反应的具体步骤和过程，对于控制反应过程非常重要。
通过深入了解化学反应的基本原理，我们可以更好地理解和应用化学知识。
化学反应的原理
化学反应的原理化学反应的原理是指化学物质之间发生变化的基本机制和规律。
化学反应是由原子、分子或离子之间的相互作用引起的。
在化学反应中，化学物质的原子或分子发生重新排列，形成新的化学物质。
这种重新排列是由于化学键的形成、断裂或者电子的转移。
化学反应的原理可以归结为以下几个方面：1. 化学键的形成和断裂：化学反应中，原子之间的化学键可以发生断裂或者形成。
当化学键断裂时，原子或者离子之间的连接断开，使得原子或者离子能够重新排列。
而当化学键形成时，原子或者离子之间通过共用电子或者电子接受与捐赠建立新的化学键。
化学键的形成和断裂是化学反应发生的关键步骤。
2. 反应速率和能量变化：化学反应发生时，反应物的粒子之间的相互作用强度发生改变。
通过吸收或者释放能量，反应物的粒子之间的平均距离和相对速度发生变化。
这种能量变化与反应速率密切相关。
反应速率和能量变化的大小取决于反应物的特性、环境条件等。
3. 守恒定律和质量守恒：化学反应中，质量、能量、电荷等物理量必须满足守恒定律。
质量守恒定律要求在化学反应中，反应物和生成物的质量总和保持不变。
原子转化的过程中，原子的数量不会发生改变，只是重新组合。
化学反应符合质量守恒定律。
4. 反应机制和反应动力学：化学反应发生时，由于反应物之间的相对排列和碰撞方式不同，反应机制也不同。
反应机制是指化学反应发生的具体步骤。
通过实验和理论模型，可以研究和描述反应机制。
反应动力学研究了反应速率与反应物浓度、温度和反应机制之间的关系。
综上所述，化学反应的原理包括化学键的形成和断裂、反应速率和能量变化、守恒定律和质量守恒，以及反应机制和反应动力学等。
这些原理是理解和描述化学反应的基础。
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环境 （surroundings）:指系统之外，与系统密切相 关、影响所能及的部分。
敞开系统 (open system)
封闭系统 (closed system)
隔离系统 (isolated system)
1
物质交换 √ × ×
能量交换 √ √ ×
23
2. 相
相(phase) 是系统中具有相同的物理性质和化学性 质的均匀部分。系统中相的数目称为相数，有单 相系统和多相系统之分。
所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量 级。
相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有 某些宏观性质（如密度、组成等）发生突变。
相的分类
☺气相系统：任何气体共混，每一种气体都可无限充满容器， 为单相系统 如：H2+N2混合
广度性质（extensive properties）: 有些状态函数，如物质的量、 质量等具有加和性的性质。
强度性质（intensive properties）:另一些状态函数，如温度、 密度等不具有加和性的性质。
4. 过程和途径 系统的状态发生变化，从始态变到终态，我们就说系统经历
了一个热力学过程，简称为过程 (process)。实现这个过程可以 采取许多种不同的具体步骤，我们就把这每一种具体步骤称为 一种途径 (pathway)。
0 (a)A (b)B xX yY
0 RR
R
式中，R表示反应中任一物质的化学式，νR是R的化学计量 数，是量纲为1的量（旧称无量纲的纯数），对反应物取负 值，对产物取正值。
ξ= ΔnR /νR
d dnR R
反应进度举例
ΔU = QV ， QV = QP –pΔV 由于pV=nRT 则： Qp = QV +ΔnRT
【例1.1】298.15K时，向刚性密闭反应器中 冲入1molH2和0.5molO2，完全反应生成1mol 液态H2O时放出热量282.1kJ。试计算该温度 下生成2mol液态H2O时的恒压反应热。
2. 焓（enthalpy）与焓变
♣ 气体压缩时，ΔV<0，则 W>0 （环境对系统做功，W>0 ）
3. 热力学能 (thermodynamic energy)
定义： 指系统内一切能量的总和，(以U表示)。 U是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有
关，与变化途径无关。至今尚无法直接测定，只 能测定到 U。 U = U2 – U1
国家标准规定： 标准压力 p = 100kPa； 标准浓度 c = 1mol·dm-3； 参考温度 T = 298.15K （标准态没有规定温度）。
2 反应的标准摩尔焓变（standard molar enthalpy change of reaction ）
如果参加反应的各物质都处于标准态，则此时反应的摩尔
R
即298.15K下反应的标准摩尔焓变等于同温度下此反应中 各物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数乘积之和。
注意：
⑴ 书写反应方程式时一般要注明物质的状态，比如g (气态)、 l (液态)、s（固态）、aq (水合)等。
⑵ 反应方程式中的化学计量数，对反应物取负值，对产物取 正值。换句话说，是反应中所有产物的标准摩尔生成焓减 去所有反应物的标准摩尔生成焓，同时所有的化学计量数 也不能遗漏。
1. 热 (heat)
定义：热是由于系统和环境之间存在温度差异而引起 的能量传递（以Q表示）。
方向性：高温物体→低温物体。 热（Q）与途径有关，不是状态函数。
热力学第零定律 ——如果两个热力学系统中的每一个都与第三个 热力学系统处于热平衡温度相同，则它们彼此也必定处于热平衡。 热力学第零定律是进行体系测量的基本依据 。
对于水合离子的相对焓值，规定以水合氢离子 的标准摩尔生成焓为零，参考温度通常也选定为 298.15K，据此，可以获得其他水合离子在298.15K 时的标准摩尔生成焓。
4. 反应的标准摩尔焓变的计算
对于一般的化学反应方程式：
0 RR
R
在298.15K时反应的标准摩尔焓变的计算公式为：
ΔrHөm(298.15K) R ΔfHөm,R(298.15K)
的热量, 即 过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的
始态物质的焓之差。
♥ 由于H是状态函数U、p、V的组合，所以焓H也是状态函数。 ♥ 焓变ΔH ： 吸热反应（endothermic），ΔH > 0
放热反应（exothermic）， ΔH < 0
3. 盖斯定律（Hess’s law）
定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应 热（焓变）总是相同的。
4. 热力学第一定律(first law of thermodynamics)
系统与环境之间的能量交换有两种方式，一种是热传递， 另一种是做功。在化学中的功有体积功、电功和表面功等，本 章所研究的仅是体积功，不考虑非体积功。
若封闭系统由状态I变化到状态II，且在这一过程中系统从 环境中吸热Q，环境对系统做功W，则系统热力学能的变化量 为：
ΔH 始态
终态
ΔH1
ΔH2
中间态
ΔH= ΔH1 + ΔH2
1.1.4 化学反应的标准摩尔焓变 1 热力学标准态（standard state）的规定
对于气相系统，每种气态物质的压力均处于标准压力p的 状态称为标准态；对于液体或固体，其标准态是指处于标准压 力p下的纯液体或纯固体；对于理想溶液，其标准态是指处于 标准压力p下，浓度为标准浓度c时的状态，即为该溶液的标 准态。
符号中的下标f表示生成反应，上标ө代表标准状态，下标 m表示此生成反应的产物必定是单位物质的量（即1mol）， 298.15K为参考温度。
指定单质通常是温度为298.15K和标准压力pө时 的最稳定单质。如氢是H2(g)，氧是O2(g)，溴是Br2(l)， 碳是石墨，磷例外，指定单质为白磷，而不是热力学 上更稳定的红磷。
一个过程可以由多种不同的途径来实现。而状态函数的改 变量只取决于过程的始态和终态，与采取哪种途径来完成这个 过程无关。即过程的着眼点是始态和终态，而途径则是具体方 式。
5. 反应进度ξ(the extent of reaction)
对于一般的化学反应方程式：aA bB xX yY
2. 功 (work)
定义：以W表示。 功（W）与途径有关，不是状态函数
热和功符号的规定
本书规定，凡是使系统能量增加的为正，反之为负。 系统吸热，Q取“+”； 系统放热， Q取“－” 环境对系统做功，W取“+”； 系统对环境做功，W取“－”
体积功的推导
♠ 体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做的功。
焓变就称为反应的标准摩尔焓变。以符号 rHm 来表示，单位
kJ·mol-1 。符号中的下标r表示反应，上标代表标准状态，下标 m表示此反应的反应进度ξ = 1mol。
2H2 (g) O2 (g) 2H2O(l)
该反应标准摩尔焓变的意义就是：标准状态下，由 2molH2(g)和1molO2(g)反应生成2molH2O(l)时的焓 变。
3. 物质的标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation ）
对于单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时，由指 定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变，叫做该物质 的标准摩尔生成焓，以符号ΔfHөm(298.15K)来表示，单位为 kJ·mol-1。
工科化学 (Engineering Chemistry)
第1章 化学反应的基本原理
反应能不能发生
化学热力学 反应的吸热放热情况
Chemical Thermodynamics
反应能够进行的程度
化学动力学 反应的快慢
Chemical 反应的机理 Kinetics
§1.1 热化学与能量变化
1.1.1 基本概念（Basic concepts）
☺液相系统：具体问题，具体分析。 如：水与乙醇混合 水与CCl4混合 水与CCl4、苯混合
☺固相系统：有几种固体物质，就有几个相。 如：Mg块与Al块 Mg粉与铝粉均匀混合 Mg粉和铝粉加热熔化均匀混合冷却后
3. 状态与状态函数 由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的存在
形式称为系统的状态 (state)。用来表征系统状态的物理量称 为状态函数 (state function) 。 状态函数的变化量只与变化的始终态有关，与变化过程无关。 状态函数的数学组合仍是状态函数。 系统各状态函数之间密切关联、相互影响。
P
用活塞将气体密封在截面积为S的圆
柱形筒内，以p代表外压，在恒压下
II
的膨胀过程中，气体将活塞从I位置推到
II位置，位移为Δl。
Δl
I
W = F·Δl ; F = p·S
则：W = p·S ·Δl = p·(V1-V2)=-p·ΔV
Байду номын сангаас
恒压过程 (isobaric process)
♣ 气体膨胀时，ΔV>0，则 W<0 （系统对环境做功，W<0 ）
⑶ 若系统的温度不是298.15K，反应的焓变会随温度而有所改 变，但如果无相变发生，则反应的焓变随温度变化一般不 大，为了简便起见，本书中不考虑温度对反应焓变的影响。
即：ΔrHөm(T)≈ΔrHөm(298.15K)
【例1.2】某公司已根据下列反应制成化学贮能装置。
Na2S (s) + 9H2O (g) = Na2S·9H2O (s) 已知Na2S (s) 和Na2S·9H2O (s)在298.15K时的标准摩尔生成 焓分别为-372.86kJ·mol-1和-3079.41 kJ·mol-1，试求1mol干 燥的Na2S (s)吸收水蒸气变成Na2S·9 H2O (s)时所放出的热 量。