第3章 化学反应的方向和化学热力学 (能源化学)
《化学反应的方向》教案
《化学反应的方向》教案[教学目标]1、知识与技能：（1）了解自发反应的含义。
（2）能初步利用焓变和熵变说明化学反应进行的方向。
2、过程与方法：通过联系生活以及自然界的普遍变化规律引导学生理解判断自发反应进行的两个因素。
3、情感态度与价值观：通过从现象分析到理论探究，培养学生科学的研究方法。
[教学重点]自发反应与反应方向的判断。
[教学难点] 熵变与焓变的理解。
[教学过程]创设问题情景：提供【材料】金属锡会得瘟病？材料一、19世纪中叶，俄军驻守在彼得堡，那时天气异常寒冷。
士兵换装时发现，成千上万套的棉衣上所有的锡扣子都没有了，仿佛发生了瘟疫一般奇迹消失，上衣没有了纽扣，数十万大军在寒风暴雪中形同敞胸露怀，许多人被活活冻死。
材料二、1912年有一支探险队登上南极大陆，他们带去的汽油奇迹般地全部损失殆尽，探险队因此全军覆灭。
原来装汽油的铁筒是用锡焊接的。
看到上述材料，你有何疑问？学生提问（留白）：预设问题：1、为什么锡在寒冷的天气中会消失？是发生了升华还是化学反应？2、锡的熔沸点是不是很低？3、锡的消失与温度是否有必然联系？4、锡在及其寒冷的环境下，是否与空气中的某些物质发生了反应，生产了易挥发的物质呢？提供信息：信息提示：锡的熔点：231.9℃，沸点：2260℃锡的同素异形体有白锡，灰锡等。
白锡：银白色，结构坚固，可以制造器皿。
灰锡：粉末状，结构松散，不能用于制造器皿。
【过渡】在寒冷的环境中，白锡变成灰锡是一个多么神奇的自发进行的反应，什么是自发反应呢？怎样判断一个反应能否自发进行呢？这就是我们今天要研究的课题。
板书：化学反应的方向一、自发反应：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
自发过程的特征：都有方向性，且不能自动恢复原状，若要恢复必须借助外力。
【交流与讨论】讨论下列反应在室温下能否自发进行。
如能自发进行，请写出相应的化学方程式。
1、水分解成氢气和氧气的反应。
2、氯气与溴化钾溶液的反应。
化学《无机化学》三基要求
化学《无机化学》三基要求(总14页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--化学《无机化学》三基要求课程编码：5 6课程性质：学科专业必修课程教学对象：化学专业本科生学时学分：136学时 8学分编写单位：化学系编写人：王克诚审定人：刘欣编写时间：2006年11月前言为了更好地贯彻执行无机化学教学大纲的教学规范与要求，强化无机化学的“基础知识、基本理论和基本技能”的教学，提高教学质量，夯实学生的专业知识基础和能力基础，提高教学质量，特制定《无机化学》课程的三基要求。
第一章化学基本概念和定律基础知识：1、原子、分子、单质、化合物2、元素、核素、同位素3、物质的量、摩尔、摩尔质量4、相对原子质量、相对分子质量5、理想气体基本理论：1、理想气体状态方程2、混合气体分压定律3、气体扩散定律基本技能：1、理想气体状态方程的应用2、混合气体分压定律的应用3、气体扩散定律的应用第二章溶液基础知识：1、分散系2、溶液4、渗透压基本理论：1、拉乌尔定律2、稀溶液的依数性3、胶体理论基础基本技能：1、溶液浓度的表示、换算和计算2、利用拉乌尔定律和稀溶液的依数性进行相关计算3、胶体的结构、性质，制备和破坏第三章化学热力学基础基础知识：1、体系与环境2、热和功3、状态和状态函数4、热力学能、焓和焓变、熵和熵变、自由能和自由能变基本理论：1、热力学第一定律和数学表达式2、热化学、盖斯定律3、化学反应方向的判据4、吉布斯－亥姆霍兹公式5、化学反应等温式基本技能：1、运用盖斯定律进行热化学的计算2、运用热力学数据计算化学反应的ΔrH°、ΔrS°、ΔrG°3、用ΔrG判据判断化学反应的方向4、利用吉布斯－亥姆霍兹公式，分析温度对反应方向的影响和相关计算5、利用化学反应等温式求K°第四章化学动力学基础基础知识：1、化学反应速率及其表示方法2、反应速率方程、反应级数、速率常数、半衰期3、反应机理、活化能4、基元反应、复杂反应基本理论：1、反应速率理论——碰撞理论和过渡状态理论2、浓度对反应速率的影响——速率方程3、温度对反应速率的影响——阿仑尼乌斯公式4、质量作用定律5、催化理论基本技能：1、由实验建立速率方程2、利用速率方程进行相关计算，求反应级数、速率常数；一级反应半衰期的计算3、利用阿仑尼乌斯公式进行相关计算第五章化学平衡基础知识：1、可逆反应2、化学平衡3、化学平衡常数、转化率4、化学平衡的移动基本理论：1、化学平衡定律2、多重规则3、化学平衡移动原理基本技能：1、化学平衡的有关计算2、Kc、Kp与K°的计算3、利用ΔrG°计算K°4、多重平衡的应用5、浓度、压力、温度对化学平衡的影响及有关计算6、勒夏特里原理的应用第六章电离平衡基础知识：1、电离平衡、电离平衡常数、水的离子积常数、电离度2、酸和碱、酸度、pH值、酸碱指示剂3、同离子效应、盐效应4、缓冲溶液6、溶度积常数基本理论：1、酸碱理论——电离理论、质子理论、电子理论2、化学平衡之电离平衡和溶解平衡理论3、溶度积规则基本技能：1、根据计算酸碱质子理论判断酸、碱和两性物质2、运用Ka（Kb）计算弱酸（弱碱）溶液的pH值3、缓冲溶液的配制和pH值计算4、盐溶液的pH值计算5、溶度积规则的应用和溶解平衡体系中物质浓度的计算6、多重平衡体系中平衡常数和平衡浓度的计算第七章原子结构和元素周期系基础知识：1、原子的组成2、电子运动的特点——能量的量子化、波粒二象性3、核外电子运动状态的描述——波函数和原子轨道，四个量子数4、核外电子运动的统计解释——概率和概率密度、电子云5、核外电子的排布——屏蔽效应和钻穿效应，原子轨道的能级，电子排布三原则，原子的电子构型6、原子结构与元素周期表的关系7、元素的性质——原子半径、电离能、电子亲合能、电负性基本理论：1、玻尔理论2、薛定谔方程3、原子结构的量子力学理论4、电子排布三原则5、元素周期律6、元素的性质7、斯莱特规则基本技能：1、用四个量子数表示核外电子运动状态，根据n、l、m确定原子轨道、轨道的角度分布2、电子云的形状和表示4、熟悉原子结构与元素周期表的关系，能正确确定某元素在周期表的位置和结构5、元素的性质的变化与原子结构的关系第八章分子结构基础知识：1、化学键、键参数和分子的性质2、离子键、晶格能3、共价键、共价键的类型（σ键、π键）和性质，杂化和杂化轨道成键分子轨道、反键分子轨道、键级4、金属键5、分子间作用力和氢键基本理论：1、离子键理论2、共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；3、共价键的分子轨道理论4、金属键理论——自由电子理论和能带理论5、波恩—哈伯循环基本技能：1、用键参数判断共价键的强度、稳定性、分子的空间构型2、用热力学数据计算离子键形成过程中的能量变化，计算晶格能3、用共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论，解释一般分子的成键情况、杂化方式、空间构型4、用共价键的分子轨道理论，说明某些简单双原子分子及相应离子的结构、键级和稳定性5、用金属键能带理论，说明导体、半导体、绝缘体的性质6、能分析分子间作用力的类型、存在范围、氢键的形成情况，能从分子间作用力的角度解释物质的物理性质第九章晶体结构基础知识：1、晶体的特征和晶胞参数2、离子晶体（离子半径、构型、配位数、晶格能），原子晶体，分子晶体，金属晶体基本理论：1、晶体结构理论基本技能：1、熟悉四种晶体的特征和质点间作用力的不同点，正确判断晶体类型2、掌握晶体类型与物质性质的关系3、用离子极化理论解释离子极化作用对键型和化合物性质的影响第十章氧化还原和电化学基础知识：1、氧化数、氧化还原反应、歧化反应2、原电池、电极、电极反应与电池反应3、电极电势、标准电极电势、电池电动势4、元素电势图、pH电势图5、电解基本理论：1、电化学理论2、电极电势的双电层理论；3、标准电极电势4、能斯特方程5、电解原理基本技能：1、正确完成氧化还原方程的配平2、明确氧化还原反应与电化学的关系，掌握原电池的符号表示，能根据原电池正确书写电池反应式3、用标准电极电势说明氧化剂或还原剂的相对强弱，计算标准电池电动势，计算平衡常数，判断反应方向4、利用能斯特方程计算非标准电极电势和非标准电池电动势5、掌握元素电势图、pH电势图的应用第十一章配位化合物基础知识：1、配合物的基本概念（配合物、中心离子、配位体、配位原子、配位数）2、配合物的命名、配合物的分类、单齿配体和多齿配体、螯合物3、高自旋配合物、低自旋配合物5、配位平衡、K稳和K不稳基本理论：1、配合物的价键理论3、配位平衡基本技能：1、掌握配合物的命名2、用配合物的价键理论，解释配合物的形成、中心原子的杂化类型及配合物的空间构型，说明配合物的稳定性3、掌握配位平衡的相关计算，计算配位平衡体系中离子的浓度，计算K稳，判断配合物的稳定性4、掌握配位平衡与溶解平衡，配位平衡与氧化还原平衡等综合平衡的计算问题，讨论难溶盐的溶解性，计算配离子电对的φ°值5、了解螯合物的特殊稳定性与结构的关系第十二章氢、稀有气体基础知识：1、氢气，氢气的性质、制法和用途2、氢化物3、稀有气体、稀有气体的性质与分离5、氙的重要化合物基本理论：1、共价键的现代价键理论2、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；基本技能：1、掌握氢气的性质、氢化物的类型，了解氢能源的优点2、了解稀有气体的发现史3、了解氙的重要化合物的制备与性质第十三章卤素基础知识：1、卤素的通性2、卤素单质的结构、性质及其变化规律3、卤化氢和氢卤酸、卤化物和卤素互化物5、卤素含氧化合物：氧化物、含氧酸及其盐4、拟卤素5、氟及其化合物的特殊性基本理论：1、热力学知识、原子结构理论、分子结构理论、杂化轨道理论3、卤素单质、次卤酸、次卤酸盐的歧化条件及其变化规律4、卤化氢的还原性、热稳定性和酸性的变化规律5、卤素含氧酸的氧化性、热稳定性和酸性的变化规律基本技能：1、掌握卤素单质及其重要化合物的结构、性质、制备和用途2、能解释，按HF-HCl-HBr-HI顺序，酸强度递增，稳定性递减、还原性递增的变化规律3、掌握卤素元素电势图的应用4、掌握卤素含氧酸性质的变化规律，解释含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性的强弱5、根据X-还原性差别，掌握制取HX的不同方法。
化学人教版(2019)选择性必修1 2.3化学反应的方向(共21张ppt)
共同点：熵（S）增加
课内探究
(2)熵增原理： 在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵 增大，即熵变大于零，这个原理叫做熵增原理。该原理是用来判断 过程的方向的又一个因素，又称为熵判据。
△S>0 熵增反应能自发进行 △S<0 熵减反应难自发进行
请思考自发反应一定是熵增加的反应吗？
课内探究
(1) -10℃的液态水能自动结冰成为固态
3.自发反应 (1)含义: 在一定条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应， 称为自发反应，例如钢铁生锈。 (2)特征：具有方向性，即在一定条件下反应在某个方向是自发 的，其逆方向的反应在该条件下肯定不自发。 (3)应用：可被用来做“有用功”。如可将氢气燃烧反应设计成燃烧 电池等。
思考与讨论
自发反应一定能发生，而非自发反应一定不能发生吗？
课内探究
有人认为，只有放热的反应才能自发进行，可以根据化 学反应是吸热还是放热来判断化学反应的方向，这样的 想法正确吗？
课内探究
(1)室温下冰块的融化；硝酸盐类的溶解等都是自发的吸热过程。 (2)N2O5分解： 2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7kJ/mol (3) 碳铵的分解：(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g)
气体的自发扩散过程
课内探究
表示体系的不规
2.熵判据—自发反应与熵变的关系
则或无序状态
(1)熵: 是衡量体系混乱度大小的物理量。用符号S表示，常用单位
为 J/(mol·K)。体系混乱程度越大，熵值越大。
三种状态 下水的熵
冰：47.9J/(mol·K) 水：69.9J/(mol·K) 水蒸气：188.7J/(mol·K) 注意：同一种物质，不同状态，熵值大小为：S(g)﹥S(l)﹥S(s)
大学化学教材
大学化学教材1、大学化学/普通高等教育“十一五”国家级规划教材2、大学化学教程——高等学校教材3、新大学化学（第二版）4、大学化学——面向21世纪课程教材5、化学功能材料概论——高等学校教材6、新编普通化学/21世纪高等院校教材7、大学基础化学/高等学校教材8、大学化学9、大学化学10、大学普通化学（第六版）11、大学化学教程——21世纪高等院校教材12、大学化学13、化学实验教程——高等学校教材14、大学化学(高等学校教学用书)15、大学化学原理及应用(上下)/高等学校教材16、大学化学教程/高等学校教材17、大学基础化学/新世纪高职高专教材18、新大学化学19、大学化学原理及应用·上下册20、普通化学(英文版)21、近代高分子科学22、绿色化学与环境23、普通化学简明教程24、大学化学（第二版）——高等学校教材1、大学化学/普通高等教育“十一五”国家级规划教材•作者：金继红主编•丛书名：•出版社：化学工业出版社•ISBN：9787502597221•出版时间：2007-1-1•版次：1•印次：1•页数：403•字数：679000•纸张：胶版纸•包装：平装•开本：16开•定价：39 元当当价：30.6 元折扣：78折节省：8.40元钻石vip价：30.60 元••共有顾客评论0条内容提要本书为普通高等教育“十一五”国家级规划教材。
本书在编写过程中注意与中学化学的衔接，力求理论联系实际，概念阐述准确，深入浅出，循序渐进，便于教师教学和学生自学。
本书包括物质的聚集状态、热力学第一定律、热力学第二定律、相平衡、化学平衡、水溶液中的离子平衡(含酸碱滴定、重量分析)、氧化还原和电化学基础(含氧化—还原滴定)、原子结构、分子结构、晶体结构、配位化合物(含配位滴定)、单质和无机化合物、表面与胶体、环境化学及材料化学等内容。
本书可供高等学校非化学化工类专业对化学要求较多的材料、地质、能源、环境、冶金、海洋等专业的基础化学教学使用。
(完整word版)能源化学教学大纲-能源科学与工程学院-中南大学
能源化学教学大纲一、课程说明课程编号：100107Z1课程名称（中/英文）：能源化学Energy Chemistry课程类别:必修课学时/学分：32/2先修课程:无适用专业：能源动力类专业（包括:热能与动力工程，建筑环境与设备工程，新能源科学与工程）教材、教学参考书：《普通化学（第六版)》，浙江大学普通化学教研组编，高等教育出版社。
二、课程设置的目的意义能源化学是一门必修的专业基础课。
课程从物质的化学组成、化学结构和化学反应出发，密切联系能源工程技术中遇到的如化石燃料燃烧、化学电源、节能技术、新能源开发利用、环境的污染与保护等有关化学问题,深入浅出地介绍有现实应用价值和潜在应用价值的基础理论和基本知识,使学生在今后的实际工作中能有意识的运用化学观点去思考、认识和解决问题。
三、课程的基本要求按照本专业培养方案的要求，阐述本课程所承载的能力和素质培养的具体知识内容。
掌握各章节的重点、难点内容;对基本概念、基本定律理解透彻，运用恰当。
使学生在高中化学基础上，进一步学习和掌握本课程的基础知识和基本技能，具有运用能源化学重点内容的能力,能将能源领域中的化学问题和课程学习相结合，给出自己的分析和结论.五、实践教学内容和基本要求无。
六、考核方式及成绩评定根据课程类型、课程性质、课程内容及特点，确定适合的考核内容、考核方式及成绩评定。
考核内容重点考核学生获取知识的能力、应用所学知识分析问题和解决问题能力、实践动手能力和创新能力等;考核方式采用多种形式（笔试、口试、答辩、测验、论文等）、多个阶段(平时测试、作业测评、课外阅读、社会实践、期末考核等）、多种类型（作品、课堂实训、课堂讨论、社会调查、竞赛等）等全过程的考核;成绩评定加大过程考核及阶段性考核成绩比例（原则上≥40%）,减少期末成绩的占分比例。
七、大纲主撰人：李海龙大纲审核人:。
《化学反应的方向》课件
焓变的影响因素
01
02
03
物质的种类
不同物质具有不同的能量 ，因此具有不同的焓变。
物质的量
物质的量越大，具有的能 量越高，因此具有的焓变 越大。
温度
温度越高，具有的能量越 高，因此具有的焓变越大 。
03
CATALOGUE
熵变与化学反应方向
熵变的概念
熵
表示系统混乱度或无序度的物理量，符号为S。
熵变
《化学反应的方向 》ppt课件
contents
目录
• 化学反应的方向概述 • 焓变与化学反应方向 • 熵变与化学反应方向 • 温度与化学反应方向 • 综合分析化学反应的方向
01
CATALOGUE
化学反应的方向概述
定义与概念
化学反应方向
指化学反应过程中反应物向生成 物转化的方向。
反应自发进行
在没有外界作用的情况下，化学 反应总是向着能量降低、熵增加 的方向进行。
综合分析化学反应方向的实例
实例一
氢气与氧气反应生成水：这是一个放热反应，ΔH为负值；同时，该反应熵减， ΔS为负值。根据ΔH-TΔS判据，该反应在常温下自发向右进行。
实例二
碳酸钙分解生成氧化钙和二氧化碳：这是一个吸热反应，ΔH为正值；同时，该 反应熵增，ΔS为正值。根据ΔH-TΔS判据，该反应在高温下自发向右进行。
综合分析化学反应方向的注意事项
注意温度的影响
在应用ΔH-TΔS判据时，需要考虑到温度的影响。在高温 下，放热反应也可能不自发进行；在低温下，吸热反应也 可能自发进行。
注意熵变的正负号
熵变ΔS的正负号对判断反应方向至关重要。熵增有利于自 发反应的进行，而熵减则不利于自发反应的进行。
第三章化学原理热力学优秀课件
• 化学热力学回答前3个问题，但不能回答后2 个问题，后2个问题由化学动力学等回答
• (四）热力学研究方法特点
• 1. 研究系统的宏观性质
•
即大量质点的平均行为，所得结论具有
统计意义；不涉及个别质点的微观结构及个
体行为不依据物质结构的知识
• 2. 不涉及时间概念
•
无机化学课的化学热力学初步，着重应
• 例2：密度ρ • 277K，1mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 277K, 5mol H2O（l）密度ρ= 1 g·cm-3 • 可见， ρ与物质的量无关，是强度性质 • 小结：常见的状态函数 • 广度性质：V、n、U、H、S、G…… • （数学上是“一次齐函数”，《物理化学》） • 强度性质：p、T、ρ（密度）、电导率、粘
• 系统分类
• 按系统与环境的关系（有无物质交换和/或能量交换） 进行分类
•
物质交换 能量交换
• 敞开体系 有
有
• (open system)
• 封闭体系 无
有
• (closed system)
• 孤立体系 无
无
• (isolated system)
• 例：
• 热水置于敞口瓶中——“敞开体系”
• 热水置于敞口瓶中加盖——“封闭体系”
• 2.状态函数（state functions）
• 即确定体系热力学状态的物理量。如：p，V，T，n， ρ（密度），U（热力学能或内能），H（焓），S （熵），G（自由能）等
• 3 状态函数的特征
• 一个体系的某个状态函数的值改变，该体系的 状态就改变了
•
例： 状态1 状态2
•
p = 101.325 kPa 320 kPa
人教高中化学(必修、选修)目录
人教高中化学(必修、选修)目录本页仅作为文档页封面，使用时可以删除This document is for reference only-rar21year.March人教版高中化学目录（详细版）必修一引言第一章从实验学化学第一节化学实验基本方法第二节化学计量在实验中的应用归纳与整理第二章化学物质及其变化第一节物质的分类第二节离子反应第三节氧化还原反应归纳与整理第三章金属及其化合物第一节金属的化学性质第二节几种重要的金属化合物第三节用途广泛的金属材料归纳与整理第四章非金属及其化合物第一节无机非金属材料的主角——硅第二节富集在海水中的元素——氯第三节硫和氮的氧化物第四节氨硝酸硫酸归纳与整理附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表必修二引言第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表第二节元素周期律第三节化学键归纳与整理第二章化学反应与能量第一节化学能与热能第二节化学能与电能第三节化学反应的速率和限度归纳与整理第三章有机化合物第一节最简单的有机化合物——甲烷第二节来自石油和煤的两种基本化工原料第三节生活中两种常见的有机物第四节基本营养物质归纳与整理第四章化学与自然资源的开发利用第一节开发利用金属矿物和海水资源第二节资源综合利用环境保护归纳与整理附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修一（化学与生活）引言第一章关注营养平衡第一节生命的基础能源——糖类第二节重要的体内能源——油脂第三节生命的基础——蛋白质第四节维生素和微量元素归纳与整理第二章促进身心健康第一节合理选择饮食第二节正确使用药物第三章探索生活材料第一节合金第二节金属的腐蚀和防护第三节玻璃、陶瓷和水泥第四节塑料、纤维和橡胶归纳与整理第四章保护生存环境第一节改善大气质量第二节爱护水资源第三节垃圾资源化归纳与整理附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修二（化学与技术）第一单元走进化学工业课题1 化工生产过程中的基本问题课题2 人工固氮技术──合成氨课题3 纯碱的生产归纳与整理练习与实践第二单元化学与资源开发利用课题1 获取洁净的水课题2 海水的综合利用课题3 石油、煤和天然气的综合利用归纳与整理练习与实践第三单元化学与材料的发展课题1 无机非金属材料课题2 金属材料课题3 高分子化合物与材料归纳与整理练习与实践第四单元化学与技术的发展课题1 化肥和农药课题2 表面活性剂精细化学品归纳与整理练习与实践结束语迎接化学的黄金时代附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修三（物质结构与性质）第一章原子结构与性质第一节原子结构第二节原子结构与元素的性质归纳与整理复习题第二章分子结构与性质第一节共价键第二节分子的立体结构第三节分子的性质归纳与整理复习题第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识第二节分子晶体与原子晶体第三节金属晶体第四节离子晶体归纳与整理复习题开放性作业（如图）附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修四（化学反应原理）第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化第二节燃烧热能源第三节化学反应热的计算归纳与整理第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素第三节化学平衡第四节化学反应进行的方向归纳与整理第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节难溶电解质的溶解平衡归纳与整理第四章电化学基础第一节原电池第二节化学电源第三节电解池第四节金属的电化学腐蚀与防护归纳与整理附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修五（有机化学基础）第一章认识有机化合物第一节有机化合物的分类第二节有机化合物的结构特点第三节有机化合物的命名第四节研究有机化合物的一般步骤和方法归纳与整理复习题第二章烃和卤代烃第一节脂肪烃第二节芳香烃第三节卤代烃归纳与整理复习题第三章烃的含氧衍生物第一节醇酚第二节醛第三节羧酸酯第四节有机合成归纳与整理复习题第四章生命中的基础有机化学物质第一节油脂第二节糖类第三节蛋白质和核酸归纳与整理复习题第五章进入合成有机高分子化合物的时代第一节合成高分子化合物的基本方法第二节应用广泛的高分子材料第三节功能高分子材料归纳与整理复习题结束语有机化学与可持续发展附录Ⅰ相对原子质量表（按照元素的字母次序排列）附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表（室温）附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表后记元素周期表选修六第一单元从实验走进化学课题一实验化学起步课题二化学实验的绿色追求第二单元物质的获取课题一物质的分离和提纯课题二物质的制备第三单元物质的检测课题一物质的检验课题二物质含量的测定第四单元研究型实验课题一物质性质的研究课题二身边化学问题的探究课题三综合实验设计附录I 化学实验规则附录II 化学实验种的一些常用仪器附录III 部分盐、氧化物、碱融解性表附录IV 常见离子和化合物的颜色附录V 实验室常用酸、碱溶液的配制方法附录VI 一些酸、碱溶液中溶质的质量分数和溶液的密度附录VII 几种仪器分析方法简介后记元素周期表。
《化学反应方向》课件
自发反应的判断依据
总结词：自发反应的 判断依据主要包括焓 变和熵变。
详细描述
焓变：自发反应总是 向着能量降低的方向 进行，即焓变小于零 。
熵变：自发反应总是 向着熵增加的方向进 行，即熵变大于零。
在等温、等压条件下 ，自发反应总是向着 自由能降低的方向进 行，即等温、等压条 件下自发反应总是向 着ΔH - TΔS小于零的 方向进行。
自发反应在化学反应方向中的应用
01
02
03
04
总结词
自发反应在化学反应方向中具 有重要的应用价值。
预测反应方向
通过判断反应是否自发，可以 预测化学反应的方向，从而指
导实验设计和工业生产。
节能减排
利用自发反应的特性，可以实 现节能减排，降低环境污染。
新材料开发
通过研究自发反应，可以发现 新的材料和物质，推动科学技
术进步。
CHAPTER 05
非自发反应与化学反应方向
非自发反应的定义与特点
定义
非自发反应指的是在一定条件下，需要外力作用才能从反应物转化为生成物的化 学反应。
特点
非自发反应需要消耗能量，无法自发进行，需要借助外部能量如加热、加压、光 照等条件来启动。
非自发反应的判断依据
熵变
根据熵增原理，孤立系统中的自 发反应总是向着熵增加的方向进 行，因此如果一个反应的熵变小 于零，则该反应为非自发反应。
非自发反应
在一定条件下，需要外界作用才 能进行的反应。
CHAPTER 02
熵变与化学反应方向
熵的概念与计算
熵
熵是描述系统混乱度或无序度的物理量，通常用符号S表示。
熵的计算
熵变ΔS=Q/T，其中Q为系统吸收的热量，T为热力学温度。
化学热力学与化学动力学.ppt
高职高专“十一五”规划教材
§3.1 化学热力学基础
二、焓和热化学方程式
（一）焓与焓变 3.恒容反应热 若化学反应在等温、恒容（在密闭容器内） 不做非体积功条件下进行，则
体积功： W e = － P△V = 0 代入公式 ： △U = Q + W = Q v－P△V= Q v
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号为W。
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§3.1 化学热力学基础
一、基本概念和热力学第一定律
(一)热力学基本概念 4. 热、功、热力学能(内能)
常见的功
膨胀功 表面功 电功 机械功
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§3.1 化学热力学基础
一、基本概念和热力学第一定律
(一)热力学基本概念 4. 热、功、热力学能(内能) （3）内能：体系内所有微观粒子所具有的 各种形式能量的总和称为热力学能或内能，
应进度达到ξ = 1 mol的标准摩尔反应焓用
表示H。r
H
r
单位均为kJ·mol－1，意为反应进度为
1 mol的热效应。
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§3.1 化学热力学基础
二、焓和热化学方程式
（二）热化学方程式 表示化学反应与化学反应焓变的方程式称 为热化学（反应）方程式。如： 2 H2(g)+ O2(g) ═2 H2O (g)， ΔrHm（298K）= -483.64kJ∙mol-1
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§3.1 化学热力学基础
一、基本概念和热力学第一定律
(一)热力学基本概念 状态函数特征： （1）状态固定时，状态函数具有确定值; （2）各个状态函数之间存在一定的制约关系; （3）状态函数的集合(和、差、积、商)也是
《化学反应的方向》方向性与化学热力学
《化学反应的方向》方向性与化学热力学在我们的日常生活中，化学反应无处不在。
从食物的消化到金属的腐蚀，从燃料的燃烧到药物在体内的作用，无一不是化学反应的表现。
而在研究这些反应的过程中，一个关键的问题就是它们的方向。
为什么有些反应会自发进行，而有些则需要外界的干预？这就涉及到化学热力学中关于化学反应方向的重要理论。
要理解化学反应的方向，我们首先需要明白什么是自发过程。
自发过程是指在一定条件下，不需要外界干预就能自动进行的过程。
比如，热总是从高温物体传向低温物体，水总是从高处流向低处，这些都是自发的过程。
相反，如果要让热从低温物体传向高温物体，或者让水从低处流向高处，就必须借助外界的力量，比如使用冰箱或者水泵，这些过程就是非自发的。
化学反应也有类似的情况。
有些反应在给定的条件下可以自发进行，而有些则不能。
例如，氢气和氧气在点燃的条件下可以自发地生成水，但水却不能自发地分解成氢气和氧气。
那么，是什么决定了化学反应的方向性呢？这就需要引入化学热力学中的一些重要概念。
化学热力学中，有一个关键的概念叫做熵（S）。
熵可以简单地理解为系统的混乱程度。
一个系统越混乱，其熵值就越大。
在大多数情况下，自发的化学反应会导致系统的熵增加。
比如，固体的溶解过程会使物质的分布更加混乱，熵增加，因此在一定条件下是自发的。
然而，仅仅依靠熵的增加并不能完全解释化学反应的方向。
这就引出了另一个重要的热力学函数——吉布斯自由能（G）。
吉布斯自由能的变化（ΔG）决定了一个化学反应在给定条件下能否自发进行。
如果ΔG ＜ 0，反应是自发的；如果ΔG ＝ 0，反应处于平衡状态；如果ΔG ＞ 0，反应是非自发的，但在外界条件改变时，有可能变为自发。
举个例子，铁在潮湿的空气中会生锈，这个反应的ΔG ＜ 0，所以会自发进行。
而将铁锈还原为铁则需要消耗能量，因为这个反应的ΔG ＞ 0。
但如果我们提供足够的能量，比如通过电解的方法，就可以使这个非自发反应发生。
化学反应进行的方向及热力学初步72页PPT
化学反应进行的方向及热力学初步
16、人民应该为法律而战斗，就像为 了城墙 而战斗 一样。 ——赫 拉克利 特 17、人类对于不公正的行为加以指责 ，并非 因为他 们愿意 做出这 种行为 ，而是 惟恐自 己会成 为这种 行为的 牺牲者 。—— 柏拉图 18、制定法律法令，就是为了不让强 者做什 么事都 横行霸 道。— —奥维 德 19、法律是社会的习惯和思想的结晶 。—— 托·伍·威尔逊 20、人们嘴上挂着的法律，其真实含 义是财 富。— —爱献 生
END
3化学热力学初步陈浩
1. 化学热力学的范围:
a, c, d 属于化学热力学问题， 而 b, e 属于化学动力学问题。 热力学研究范围为：化学反应方向，限度以及伴随能量 的变化
化学热力学的体系与状态
2.特点：
热力学第一定律——解决问题c，化学热力学解决化学反应中 能量是如何转换的-能量守恒定律； 热力学第二定律——解决问题a，d化学热力学解决在指定条 件下，化学反应朝哪个方向进行以及反应的限度。
fH
o m
有机物很难由单质直接 合成，但许多有机物都能燃 烧，可以用燃烧热来计算化 学反应热
燃烧热 • (1) 定义：在298K和1 atm下，1 mol物质完全 燃烧时发生的热量变化（或称热效应），称为 o 此物质的燃烧热或燃烧焓 表示: c H m • (2) 完全燃烧:
C CO2 (g) , H H 2 O(l) , Cl HCl(g) , S SO 2 (g) , N N 2 (g)
化学热力学的体系与状态
状态和状态函数（States and State of Functions） 1.定义：决定体系热力学状态的物理量称为状态函数
决定体系性质的物理量：p、V、T、n……
体系的存在形式（状态）一定
以上这些物理量即为状态函数
体系的状态一定，体系的状态函数也有确定值
状态函数的改变量
iTC200 样品池体积 0.2 ml 10-15 实验 /8 小时 样品消耗是VP-ITC的1/7
仪器基本原理与应用
ITC 工作原理和方式
量热结果的表示法
1. 生成热 又称为生成焓（Enthalpy of formation） o 表示为： f H m 2. 燃烧热(Heat of combustion) ， o c H m 表示为： 其它一些热焓：中和焓，溶解热，升华热，键能，晶 格能等
课件：第三章 化学反应的能量和方向
§3-1 热力学基础知识
一、系统与环境
在科学研究时必须先确定 研究对象，把一部分物质与 其余分开，这种分离可以是 实际的，也可以是想象的。 这种被划定的研究对象称为 系统，亦称为物系或体系。
与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部 分称为环境。
§3-1 热力学基础知识
系统分类 根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类
另一类反映系统“量”的特征，称为系统的广 延性质，与体系中物质的量成正比，如：体积、质 量、内能、焓、熵等，具有加和性。
§3-1 热力学基础知识
5. 过程：状态变化的经过，称为过程。 定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终 保持这个温度。T1=T2 定压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终 保持这个压力。P1=P2 定容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终 保持这个容积。V1=V2
§3-2 化学反应过程中的热效应
• 聚集状态不同时，△ rHm 不同。
2H2(g)+O2(g) 2H2O(l)
△ rHm(298.15K) = -571.66 kJ·mol-1 • 化学计量数不同时，△ rHm 不同。
1 H2(g)+ 2O2(g) H2O(g)
△ rHm(298.15K) = -241.82kJ·mol-1
△ rHm(298 K) = -285.83 kJ·mol-1
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
△ rHm(298 K) = -55.84 kJ·mol-1
最低能量原理（焓变判据）： 1878年，法国化学家贝特罗和丹麦化学家汤姆逊
提出：自发的化学反应趋向于使系统放出最多的能 量。
有些反应△H > 0，是吸热反应，但仍能 自发进行。如：
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例： 放热，熵减少
Gº (-242)-298 (-44 10-3) =
= –228 kJ.mol –1
室温下，氢气和氧气可以自发化合成水
水是否可以分解为氢气和氧气?温度是多少?
按照Gibbs方程: G=HTS
H2O(g) H2(g) +1/2O2(g)
Sº 44 J.mol-1.K-1 = Hº 242 kJ.mol –1 = 吸热, 熵增加, 求水分解的温度： Gº (242)-T (44 10-3)=0 =
自发 （需要活化能）
非自发 自发 非自发 自发（需要活化能）
(一) 热力学第一定律（能量守恒定律）和热 化学定律
热包(放热exothermic)
冷包(吸热endothermic)
化学能和热能的转化
能量守恒定律（内能、热效应和功的关系）
U=Q+W 体系内能的变化，等于环境给体系的的热量和环境对体系作的功
第3章 化学反应的方向和化学热力学 (能源化学)
实验：(NH4)2Cr2O7的热分解, 自发的放热反应
1. 化学反应中伴随热效应，放热或吸热 2. 化学反应的方向性，自发或非自发，进行的程度
H2+O2 H2O
H2O H2+O2 Na+Cl2 NaCl NaCl Na+Cl2 (NH4)2Cr2O7的热分解
– 1676 – 824 – 910.94 – 411.15
CaO (s)
CaCO3 (s) C2H2 (g) NO2(g) O2 (g)
–635.09
– 1102.9 +226.75 +33.2 0
例1. 铝热法焊接铁铸件 Fe2O3(s) +2Al(s) AI2O3(s) +2Fe(s)
Hm (总反应）= fHm（生成物）- fHm（反应物） =(-1676) -(-824)=-852 kJ.mol –1， 放热反应 例2. 用石灰石烧石灰
1. 定义状态函数焓H（enthalpy)
H=U+PV 在恒压过程中，只作膨胀功，Qp= H Qp= H= U+ PV = U+ nRT ， 或 Qp= H= Qv + nRT 在恒容过程中， PV=W=0，若无其他功， U=Qv
反应热的测量：弹式量热器中进行，由tC 恻出恒容热效应Qv Chapt.6.13 The first law of thermodynamics
H1 =H –H2= –394 –(– 283)= – 111kJ.mol –1
3. 标准生成焓：在标准状态298K时，由稳定单质生成
1mol 化合物的焓变，fHm
例如： CO2(g) fHm = – 394 kJ.mol –1 C(s) +O2(g) CO2(g)
H2O (g)
自发
不自发
不同化合物的标准熵差别很大，
S(s)< S(l) < S(g)
物质 Sº / J.mol-1.K-1 m
H2O(g)
F2(g) Cl2(g) C2H6(g) H2O(l)
188.7
203 223 229.5 69.9
Na(s)
Be (s) Li (s)
51.2
9.54 28
Chapt.20.4
Gº Hº = -TSº =0
T= Hº Sº / =177/0.161=1099K=826º C Chapt.20.7 more
习题
p.185, 5.4, 5.9 1. 查阅CRC的Handbook of Chemistry and Physics 或者其他化学 手册, 计算BaSO4分解为BaO(s) 和SO3(g)反应的标准熵变、焓变 和Gibbs 自由能。分析BaSO4在室温下的稳定性，计算热分解温 度。 2. NH4HCO3俗称 “气肥”, 写出其分解的化学反应方程式，查有 关化合物的热力学常数，计算反应的标准熵变、焓变、Gibbs 自由能和分解温度。 应该如何保存NH4HCO3？ 3. 汽油(以C6H14为代表)燃烧的焓变和熵变,查有关化合物的热力学 常数，计算说明汽油在什么温度下可以燃烧?
Ba(OH)2.8 H2O (s) + 2NH4SCN(s) Ba(SCN)2(s)
+2NH3(g) &py)和热力学第二定律
ds=dQr/T 或者 S= Sf - Si
熵是体系混乱度的量度, 是状态函数 S= f () 为混乱度
体系自发倾向于混乱度的增加
G=HTS H < 0 H > 0 S < 0 放热，熵减少， G和T有关 S >0 吸热，熵增加， G和T有关 H2(g) +1/2O2(g) H2O(g) Sº / J.mol-1.K-1 m HºkJ.mol –1 f 131 0 2051/2 0 189 Sº -44 = -242 Hº -242 =
Cu2O(s) H1 Cu(s) H H2 CuO(s)
H1 C(s)
CO(g) H2 CO2(g)
H
H= H1+ H2
例如：求C（s）+1/2O2（g）CO（g） （1） 的H1
————————————————————————————— C（s）+ O2（g）CO2（g） H= –394kJ.mol –1 （2） CO（g） +1/2O2（g） CO2（g） H2= – 283kJ.mol –1 （3） （1）=（2） – （3）=
要求：查阅物理化学手册，得到键焓或者标准生成焓，计算反 应的热效应
例：计算合成氨的反应热
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) H（合成氨）= Hb(反应物） Hb(生成物）
= 3436 + 945 2 3 389= – 81 kJ.mol –1
放热反应能自发进行？ 吸热反应不能自发进行？ NH4NO3(s)+H2O NH4+(aq）+NO3 –(aq) 吸热（冷包）
4．键焓（能）和反应热
解离1mol化学键需要的能量 对于共价键分子，可用共价键的键焓计算反应热
H（总反应）= Hb(反应物） Hb(生成物）
例：H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)
HH
1/2OO
2 个HO
H＝(436＋1/2498） 2465－= 245 kJ/mol
CaCO3 (s) CaO (s) +CO2（g）
Hm (总反应）= (-635.09)+(-395.51) -(-1206.9)
=+176.3 kJ.mol –1，吸热反应
例3 H2(g) +1/2O2(g) H2O(l) Hm = fHm = – 285.8 kJ.mol –1 放热反应（需引发反应） H2O(l) H2(g) +1/2O2(g) Hm = – fHm = 285.8 kJ.mol –1 吸热反应 讨论：水是能源吗？
弹式量热器
fHm(H2O(l))= –286kJ.mol –1 fHm(H2O(g))= – 242kJ.mol –1
注意符号!
计算: 水的汽化热是多少? (44kJ.mol –1)
2. 盖斯定律（Hess’s Law) — 热化学定律：反应热加和定律
U, H为状态函数，与路径无关
fH m(H2SO4) = H1+ H2+ H3=-296.8-98.9-528.2=-923.9kJ.mol-1
在温度为T时反应的自由焓变 G=HTS
G < 0 反应自发进行 G > 0 反应不能自发进行 G = 0 化学平衡 例：汽油燃烧，自发，放热，熵增加，G < 0 ； PH3(fHm =+9.25), HN3(fHm = +294.1)的不稳定性； H < 0 H > 0 S > 0 放热，熵增加 S < 0 吸热，熵减少
Sº Sº (生成物）- Sº (反应物） = m m Hº Hº(生成物）- Hº(反应物） = f f
Gibbs : 建立熵和焓之间的关系
（三) 化学反应自发性的判据
Hº Sº 和 是考虑化学反应自发性的两个方面 Gibbs提出把熵和焓同时考虑的Gibbs方程 G=H-TS G为Gibbs函数或称为Gibbs自由能
2. 分子越复杂，熵越大
3. 固体或液体溶于溶剂中后,熵增加
4. 温度升高熵增加 298K CH4 186.2 1000K 248.2
C2H6
229.5
336.1
H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (g) Sº m 130.57 2051/2 188.7
Sº 188.7- 2051/2 - 130.57 = - 44 J.mol-1.K-1 (熵减小） =
T=5500K=5227º C
例2
NaCl(s) Na(s) +1/2Cl2(g)
Sº=95 J.mol-1.K-1 Hº 411 kJ.mol –1 =
Gº Hº = -TSº =0
T=4326K 例3 Sº / J.mol-1.K-1 m HºkJ.mol –1 f CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 93 -1206 40 -635 214 -393 Sº 161 = Hº 177 =
H2O (l)
fHm = – 242 kJ.mol –1
fHm = – 285.8 kJ.mol –1
H2(g) +1/2O2(g) H2O(g)
部分化合物的标准生成焓fHm
AgI(s)
AI2O3(s) Fe2O3(s) SiO2(s) NaCl(s)
/kJ.mol –1
– 61.84