无机化学-化学反应的方向
无机化学学习指导
无机化学学习指导第一章化学反应中的质量关系和能量关系[学习指导]1．“物质的量”（n）用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。
2.摩尔质量（M) M = m/n3.摩尔体积（V m）V m = V/n4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V5.理想气体状态方程pV = nRT6.理想气体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νB B8.反应进度（ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。
随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ9.状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。
10.热和功体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。
除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。
11.热力学能（U）体系部所含的总能量。
12.能量守恒定律孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。
13.热力学第一定律封闭体系热力学能的变化：ΔU = Q + WQ > 0, W > 0, ΔU > 0；Q < 0, W < 0, ΔU < 0。
14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡U + pV, Q p = Δr H m15.赫斯定律Q p = ∑Q B , Δr H m = ∑Δr H m(B)B B16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态：pθ= 100kPa下气体：纯气体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。
溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-117.标准摩尔生成焓（）标准态下最稳定的单质─────—→单位物质的量的某物质=18.标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]=Σνi(生成物) + Σνi(反应物)第二章化学反应的方向、速率和限度[学习指导]1.反应速率：单位体积反应进行程度随时间的变化率，即：2.活化分子：具有等于或超过E c能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。
《无机化学》第三章 化学反应的方向和化学平衡
f Gθm(稳定单质) 0
4.标准摩尔吉布斯自由能变
r
G
θ m
：
KJmol-1
⑴定义：标准状态下，反应进度为1mol时反
应的吉布斯自由能变称为该反应 的标
准摩尔吉布斯自由能变。
通式：mA + nB pC + qD
rGm i f Gm (生成物) i f Gm (反应物)
p f Gm (C) q f Gm (D) m f Gm ( A) n f Gm (B)
5.694 213.8 197.7
r
H
m
2 (110.5)
(393.5)
172.5(kJ
mol1)
r
S
m
2 197.7
213.8
5.694
175.9(J
mol1
K
1 )
r
G
θ m
r Hθm
TrSθm
172 .5 (900 273 .15) 175 .910 3
33.86(KJ mol 1)
恒温恒压只做体积功条件下：
△rGm < 0 △rGm = 0 △rGm >0
反应自发进行 反应处于平衡状态 正反应不能自发进行，但逆反 应能自发进行
3.标准摩尔生成吉布斯自由能 f Gθm : KJmol-1
⑴定义：标态下，由稳定单质生成1mol某物质时 反应的标准摩尔吉布斯自由能变称为 该物 质的标准摩尔生成吉布斯自由能。
1.反应前后气体分子数不相等的反应△n≠0
例：N2O4(g)
2NO2(g)
一定温度下达平衡时：
K
( pNO2 p N 2O4
p )2 p
增加压力到原来的2倍：
无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
第二章 化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。
① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。
② 热和功（非状态函数）符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度：N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 312N 2 (g) + 32H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－32 ν(NH 3) = 1反应进度1mol ：表示12mol N 2与32mol H 2作用生成1mol NH 3④ 熵：S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小；气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。
若反应①+反应②→反应③，则()()()312r mr m r m H H H θθθ∆=∆+∆若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r mr m r m H H H θθθ∆=∆-∆三、热力学第一定律：U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向(298.15)()r m B f m BH k H B θθν∆=∆∑(298.15)()r m B m BS k S B θθν∆=∑(298.15)()r m B f m BG k G B θθν∆=∆∑(注：指定单质通常为稳定单质的()0f m H B θ∆=，()0f m G B θ∆=()()()()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行：若()0r mG T θ∆<,则反应正向自发进行；若()0r m G T θ∆=,则反应处于平衡状态；若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。
第二章 化学反应的方向
无 机 化 学 电 子 教 案
广西大学化学化工学院
2、混乱度因素 、 (1)、概念 、 混乱度指系统中质点排列和运动的无序 表示。 性。用Ω表示。 A、 Ωg>Ωl>Ωs； 、 Ω Ω B、T↗，则Ω↗； 、 ↗ C、对气体系统，P↗，则Ω↘。 、对气体系统， ↗
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第二章 化学反应的方向
四 平 大 衡
无 机 化 学 电 子 教 案
目录
基本要求 §2-1 化学反应的自发性 §2-2 熵、熵变及规律 §2-3 吉布斯自由能变和化学反应的方向 小结 习题精选
无 机 化 学 电 子 教 案
广西大学化学化工学院
基本要求： 基本要求：
1、了解自发过程的特征及遵循的规律。 、了解自发过程的特征及遵循的规律。 2、了解混乱度和熵的概念，掌握反应熵 、了解混乱度和熵的概念， 变的计算及变化规律。 变的计算及变化规律。 3、了解吉布斯自由能的定义及其与吉布 、 亥姆霍兹方程的关联。 斯-亥姆霍兹方程的关联。 亥姆霍兹方程的关联 4、掌握吉布斯自由能判据公式并训练应 、 用其判断反应的方向。 用其判断反应的方向。 5、掌握标准吉布斯自由能变的计算。 、掌握标准吉布斯自由能变的计算。
任何温度下反应非自发 任何温度下反应均自发 低温下反应非自发 高温下反应自发 低温下反应自发 高温下反应非自发
低温： － 低温：<0 － 高温：>0 高温：
例2-2： ：
例2-3： ：
无 机 化 学 电 子 教 案
小结
一、熵
1、概念 、 2、特点 、 3、规律
二、标准熵变的计算 标准熵变的计算
无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--
3. 298 .15K，标准状态下化学反应吉布 斯自由能变的计算
(1) 利用标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm计算 ΔrGm(298.15 K)＝ iΔfGm(生成物，298.15 K) +
iΔfGm(反应物，298.15 K)
① ② ③ ΔrGm (298.15K) < 0, 反应正向自发进行； ΔrGm (298.15K) > 0, 反应逆过程自发； ΔrGm (298.15K)＝ 0 系统处于平衡状态。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) rHm = 14.7 kJ· -1 mol
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
本章教学要求
1、了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念， 掌握反应的标准摩尔熵变、标准摩尔吉布斯自由能变的简单 计算。 2、掌握ΔrGm 与ΔrHm 和ΔrSm 的关系，学会用ΔrGm 判断 标准状态下反应进行的方向。 3、理解反应速率、基元反应和反应级数的概念及速率方程 式的表达，掌握活化能、活化分子的概念并能用其说明浓度、 温度、催化剂对反应速率的影响。 4、掌握可逆反应与化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡 组成的有关计算，熟悉标准平衡常数和标准吉布斯自由能变 的关系。 5、熟悉反应商判据和吕·查德里原理，掌握浓度、压力、 温度对化学平衡移动的影响及其有关计算。
ΔrHm(T K)≈ΔrHm(298.15K)
无机化学-化学反应的一般原理
ST⊙
214
70
161
205
第二节 反应限度 化学平衡
反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？
2-1 反应限度的判据
1、能量判据 [分析] 恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以 自发进行，是因为△G＜0 。 随着反应进行，必有∑G产增大，∑G反降低。故有 △G →0趋势。 当△ G=0 时，反应失去推动力，宏观上反应“不 再进行”，即自发反应进行到△ G=0 而“停止”。 反应限度的能量判据： △G=0
2-2多重平衡规则——K的组合
一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差， 则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。 即平衡常数与达到平衡的途径无关。 [分析]∵△Go= -RTlnKo 若：总反应=反应1+反应2 △Go总=△Go1+△Go2 －RTlnKo =－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2 [注] 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同 才能组合。
2-3 应用——平衡计算
[内容] ko的确定及平衡组成的有关计算 1、K的确定 Ⅰ.根据△Go= -RTlnKo Ⅱ.多重平衡规则 Ⅲ.实验测定 2、计算平衡组成 平衡转化率：简称转化率 平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量 之比。 还有离解率、分解率之说 它也反映了反应进行的程度
例：已知反应CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g) T=1473K时 Kc=2.3，求： ①当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/L ② 当 CO2 起 始 浓 度 为 0 . 0 1 mol/L，H2 起 始 浓 度 为 0.02mol/L 两种情况下。CO2的转化率。 [小结]： K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与 反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的 函数 注意解题步骤。
无机化学复习题——化学反应的能量和方向
第二章化学反应的能量和方向章节测试题一、是非题1．对于放热的熵减小的反应，必定是高温下自发而低温下非自发的反应。
（）2．Fe(s)和Cl2(l)的Δf Hθm都为零。
（）3．盖斯定律认为化学反应的热效应与途径无关，是因为反应处在可逆条件下进行的缘故。
（）4．体系与环境无热量交换的变化为绝热过程。
（）5．将固体NH4NO3溶于水中，溶液变冷，则该过程的ΔG，ΔH，ΔS 的符号依次为＋、－、－。
（）6．乙醇溶于水的过程中ΔG ＝0。
（）7．CO2(g)的标准摩尔生成焓等于石墨的标准摩尔燃烧热。
（）8．室温下，稳定状态的单质的标准摩尔熵为零。
（）9．如果一个反应的Δr Hθm＞0, Δr Sθm＜0，则此反应在任何温度下都是非自发的。
（）10．一个化学反应的Δr Gθm的值越负，其自发进行的倾向越大，反应速率越快。
（）11．稳定单质的Δf H mθ，Δc H mθ，Δf G mθ，S mθ均为零。
（）12．Δf G mθ像Δr H mθ和Δr S mθ一样，受温度的影响较小。
（）13．石墨的标准摩尔燃烧热与金刚石的标准摩尔燃烧热相等，其值都等于气体二氧化碳的标准摩尔生成热。
（）14．盖斯定律反映了体系状态变化时其焓变只与体系的始态.终态有关,而与所经历的步骤和途径无关。
（）15．凡体系的Δr G mθ＜0的反应都能自发进行。
（）16．系统的状态函数之一发生改变时，系统的状态不一定改变。
（）17．热和功的区别在于热是一种传递中的能量，而功不是。
（）18．功和热都是能量的传递形式，所以都是体系的状态函数。
（）19．化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。
（）20．反应的焓变和反应热是同一概念。
（）二、选择题1．298K ，稳定态单质的S m θ 。
A. 等于零B. 大于零C. 小于零D. 以上三种情况均可能2．若升高温度后，反应的Δr G m θ值升高，则此反应 。
A. Δr H m θ＞ 0B. Δr H m θ ＜0C. Δr S m θ＞ 0D. Δr S m θ＜03．298K ，下列反应的Δr G m θ等于AgCl(s)的Δf G m θ的为 。
化学反应的方向课件
2
弱碱强酸
弱碱强酸反应形成的盐（如NaClO4）是碱性溶液。
3
中强酸中强碱
中强酸中强碱反应形成的盐（如NaCl）是中性溶液。
酯化反应的方向性
Байду номын сангаас
1 酯链长
酯链长越长，代表不同化 合物的交互作用越弱，酯 化反应难以进行。
2 反应物浓度
浓度越高，酯化反应速率 越快。
3 碱催化酯化反应
催化剂对酯化反应的方向 性影响很大。酯化反应的 反应速度可以通过弱酸和 碱的催化作用实现。
化学反应的方向
我将向你介绍化学反应的方向，包括方向性反应、非方向性反应、方向性反 应的影响因素、应用等方面。
方向性反应与非方向性反应
方向性反应
指由于能量、热力学等效应的影响，反应产物的 比例和数量受到约束的反应。
非方向性反应
反应产物的比例和数量不受能、热等条件影响， 与反应物种类和反应条件无关。
氧化还原反应的方向性
烷基化反应的非方向性
反应物 R CH4 C2H6
产物 R' CH3Cl+ C2H6 C2H5Cl+ C2H4
碳氢键的杂化状态
使用卤化物引发烷基化反应，需要让碳氢键杂化。 这样反应才能进行，产物没有特定的立体构型。
反应速率
反应速率由反应物浓度决定，只与反应物的摩尔数 有关，与反应物的种类油圈。
催化反应的反应方向
酶催化反应
酶催化反应的反应方向由辅因子 控制，活性辅因子增加，催化剂 的反应速率也会上升。
过渡金属催化反应
手性催化剂
过渡金属催化反应通过配体调控， 影响反应体系的立体构型。
手性催化剂的选择指定了反应产 物的手性选择性。
无机与分析化学第二章化学反应的能量和方向
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
N2
3 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2 ， 消耗掉 30 mol 的 H2 ，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有
H
θ m
(2)
1 2
O2
(g)
CO(g)
根据Hess定律，可知：
r
H
θ m
(1)
r
H mθ
(2)
r
H
θ m
(3)
∴ △rHΘm,3 = △rHΘm,1 - △rHΘm,2= -393.51-(-282.98)= -110.53 kJ·mol-1
运用盖斯定律时应注意的问题:
1. 反应式相加减, △rHm也要相应相加减。 2. 反应式乘了系数, △rHm也要乘上相同的系数。 3. 整个反应方向调换, △rHm要变符号。 4.合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓
当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。
2. 定压热
对于只作体积功的定压过程, p = 0，
则有 所以
U = Qp + W = Qp－ p V = Qp － ( pV ) Qp = U + ( pV )
Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 )
无机化学课件 第三章 化学热力学基础：反应方向与反应限度
第三章化学热力学基础——反应方向与反应限度3.1 什么是化学热力学Fe 2O 3(s) + 3 CO(g) →2 Fe(l) + 3 CO 2(g)为什么不能用同样的方法进行高炉炼铝？NO ，CONO 和CO 是汽车尾气中的有毒成分，它们能否相互反应生成无毒的N 2和CO 2？2NO (g) + 2CO(g) →N 2(g) + 2CO 2 (g)石墨金刚石C (石墨) →C (金刚石)库里南1号？化学热力学的作用：●体系(System)●环境(Surrounding)(一)The system is the sample or reaction mixture in which we are interested. Outside the system are the surroundings. The system plus its surroundings is sometimes called the universe.体系环境能量敞开体系封闭体系孤立体系●封闭体系(closed system)：●敞开体系(open system)：●孤立体系(isolated system)：(二)●热(heat, Q)：Q的符号——体系吸热取正值，放热取负值。
●功(work, W)：Work = (Force) ×(Distance)体积膨胀功W的符号——环境对体系做功取正值，体系对环境做功取负值。
●体积膨胀功：The gas does work as it expands isothermally, but heat flows in torestore the energy lost as work.The gas does no work as it expands isothermally into a vacuum.W = －F ⋅d =－(P ⋅A ) ⋅h = －P ⋅ΔV W =－P ext ⋅ΔV(三)——恒压反应热(Q p)和恒容反应热(Q v)铝热剂(thermite)可引发强烈的放热反应(Al + Fe2O3)，其可熔化所产生的金属铁，并产生“铁花”。
大学无机化学第二章试题与答案
第二章 化学热力学基础本章总目标：1：掌握四个重要的热力学函数及相关的计算。
2：会用盖斯定律进行计算。
3：理解化学反应等温式的含义，初步学会用吉布斯自由能变化去判断化学反应的方向。
各小节目标：第一节：热力学第一定律了解与化学热力学有关的十个基本概念（敞开体系、封闭体系、孤立体系、环境、状态、状态函数、过程、途径、体积功、热力学能），掌握热力学第一定律的内容（△U=Q-W ）和计算。
第二节：热化学1：掌握化学反应热的相关概念：○1反应热——指恒压或恒容而且体系只做体积功不做其它功的条件下，当一个化学反应发生后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应热。
（）。
○2标准生成热——某温度下，由处于标准状态的各元素的指定单质生成标准状态的1mol 某纯物质的热效应。
符号f m H θ∆,单位：1J mol -•或1kJ mol -•）。
○3燃烧热——在100kPa 的压强下1mol 物质完全燃烧时的热效应。
符号：c m H θ∆；单位：1kJ mol -•。
2：掌握恒容反应热△U=Q v -W;恒压反应热Q p =△H恒容反应热和恒压反应热的关系：p V Q Q nRT =+∆3：掌握盖斯定律内容及应用○1内容：一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。
○2学会书写热化学方程式并从键能估算反应热。
第三节：化学反应的方向1：了解化学热力学中的四个状态函数——热力学能、焓、熵、吉布斯自由能。
2：重点掌握吉——赫公式r m r m r m G H T S θθθ∆=∆-∆的意义及计算。
3;建立混乱度、标准摩尔反应焓、标准摩尔反应自由能和标准熵以及标准摩尔反应熵的概念，并学会对化学反应的方向和限度做初步的讨论会运用吉布斯自由能判断反应的自发性。
Ⅱ 习题一 选择题1.如果反应的H 为正值，要它成为自发过程必须满足的条件是（ ） A.S 为正值，高温 B.S 为正值，低温 C.S 为负值，高温 D.S 为负值，低温2.已知某反应为升温时rG 0值减小，则下列情况与其相符的是（ ） A.rS 0<0 B.rS 0>0 C.rH 0>0 D.rH 0<03.该死定律认为化学反应的热效应与途径无关。
化学反应的方向与限度
化学反应的方向与限度
化学家从大量的客观事实中发现，绝大多数放热反应在 298 K和101.325 kPa下往往是自发进行的。一百多年前，贝 塞罗（Berthelot）和汤姆逊（Thomson）曾提出根据化学反 应热效应来判断化学反应的自发性。焓变ΔrH 能自发进行，反之，焓变ΔrH为正值的则是非自发反应，且 ΔrH的值越负，自发进行的倾向性就越大。放热反应之所以能 够使反应自发进行是因为反应体系总是趋向最低势能状态。 ΔrH越负，反应放热量越多，反应进行得越完全。但放热反应 并不是判断反应自发性的唯一标准，有些吸热反应在一定条件 下也能自发进行，如碳酸钙的高温分解反应。
化学反应的方向与限度
1. 绝热过程
发生绝热过程时，系统与环境间无热交换，根据热力学第二定 律可以导出：
ΔS≥0(ΔS>0为不可逆过程，ΔS=0为可逆过程) （3-17）
式（3-17）表明，在可逆绝热过程中，系统的熵不变；在不可 逆绝热过程中，系统的熵增加；绝热系统不可能发生ΔS<0的变化， 即一个封闭系统从一个平衡态出发，经过绝热过程到达另一个平衡 态，它的熵不会减少。这个结论是热力学第二定律的一个重要结果， 即在绝热条件下，趋向于平衡的过程使系统的熵增加。
化学反应的方向与限度
尽管反应焓变ΔrH是正值，是吸热反应，但在高温下反 应也能够进行。可见反应能否自发进行除了反应体系倾向最 低势能状态这一原因外，还有其他原因起作用。
化学反应的方向与限度
三、 熵的概念
在研究碳酸钙分解反应中可以发现，排列有序的碳酸钙 晶体除了生成氧化钙以外，还生成了二氧化碳气体，反应前 后物种数增加了，而且反应体系也从一种非常有序的晶体状 态变成了无序的混乱状态，这种混乱程度较大的状态变化就 是使反应能够自发进行的另一个推动力。
无机化学 笔记
第一章：化学反应中的质量关系和能量关系气体、液体属于流态，液体、固体属于凝聚态。
气、液、固三态还可以共存，如：0.01℃、611.6Pa下，水、冰、水蒸气可以共存。
等离子态：高电离的气态粒子，正电荷量和负电荷量相等。
只要急剧加热到2万摄氏度左右，所有物质都呈现等离子态。
等离子体的温度取决于其中重粒子的温度。
因为重粒子的热容量比电子的大。
热（或高温）等离子体：重粒子和电子的温度都很高，而且几乎相等。
冷（或低温）等离子体：电子温度很高，但重粒子温度不高。
如：灯管。
冷等离子体技术更具实用价值：高能量的电子可使反应物分子、原子电离激活为活性粒子而利于反应，而且反应又能在较低的温度下进行。
物质的层次：宇观、宏观、介观、微观。
化学反应是化学研究的核心。
元素：具有相同质子数的一类单核粒子的总称。
核素：具有确定质子数和中子数的一类单核粒子。
同位素：质子数相等而中子数不等的同一元素的原子互称为同位素。
自然界中，单同位素元素少，多同位素元素多。
相对原子质量Ar：元素的平均原子质量与核素C原子质量的1/12之比。
又叫“原子量”。
道尔顿是第一个测定原子量的人。
相对分子质量Mr：物质的分子或特定单元的平均质量与核素C原子的1/12之比。
又叫“分子量”。
物质的量n，单位：摩尔mol。
阿伏加德罗常数NA。
0.012kg C所含的碳原子数目6.022*10 。
在使用摩尔时，一定要指明基本单位。
摩尔质量：M 某物质的质量m除以该物质的物质的量n。
在混合物中，B的物质的量与混合物的物质的量之比，称为B的物质的量分数X ，又称B的摩尔分数。
摩尔体积Vm：某气体物质的体积V除以该气体物质的量n。
物质的量浓度CB：混合物中某物质B的物质的量CB除以混合物的体积V。
理想气体：压力不太大，温度不太低情况下，气体分子间距离大，分子本身的体积和分子间的作用力可以忽略，是近似值，误差在2%内。
理想气体分压定律：混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和，经验规律，称为道尔顿分压定律。
无机化学 第2章
湖南工程学院化学化工学院
θ Gm
△rHm － ＋ ＋ －
△rSm ＋ － ＋ －
△rGm= △rHm- T△rSm △rGm ＜ 0 △rGm > 0
T>
T<
反应情况 任何温度下均为自发过程 任何温度下均为非自发过程 高温自发过程 低温自发过程
∆H ∆S
∆H ∆S
△rGm ＜ 0 △rGm ＜ 0
熵值大小与其组成、结构和物质的量等有关， 熵值大小与其组成、结构和物质的量等有关，
熵是体系的状态函数。 熵是体系的状态函数。
无机 化学 课件
湖南工程学院化学化工学院
化学反应的标准熵变的计算
∆ rSm = υ i S m ( 生成物） + ∑ i υ i S m ( 反应物） ∑ i
例1 试计算下列反应在298K时的△fH 由计算结果判断反应方向。 ⑴ N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
θ θ θ θ ∆ r Gm = [∆ f Gm (CaO) + ∆ f Gm (CO2 ) − ∆ f Gm (CaCO3 )
=[(-604.03) + (-394.359) － (-1128.79)] kJ·mol-1 =130.40 kJ·mol-1>0
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自发
NH4+(aq) + Cl-(aq)
△r H
m>
0
2. 化学反应的熵变
NH4Cl晶体中的NH4+和Cl-，
由晶体中整齐、有序的排列→溶液中混乱、 由晶体中整齐、有序的排列→溶液中混乱、无序的离子 即：系统有自动趋向于增大混乱度的倾向 熵 (entropy, S ) 符号： 。 符号：S。 体系混乱度越大,熵值越大.
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③ 同一类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，熵值越大；
S CuSO4(s) < S CuSO4·H2O(s) < SCuSO4·3H2O(s) < SCuSO4·5H2O (s) S F2(g) < S Cl2(g) < S Br2(g) < SI2 (g)
rSm ＝ S,(生成物) - S,(反应物)
＝ c S,c + d S,d - a S,a - b S,b
要求会定性判断熵的增减 固体变成液体气体 S>0， 由气体分子少变成气体分子多 S>0 。
化学反应熵的增减规律：
① 凡气体计量系数增加的反应（n > 0），S > 0（熵增） ② 凡气体计量系数减小的反应（n < 0），S < 0（熵减） ③ 气体计量系数不变的反应（n ＝ 0），S = 0
任意状态
G （化学平衡）
3. 如何计算反应的 G (T) 、G ❖ 标准状态 ，298K，
rG m if Gm(生） if Gm(反）
i
i
rGm ＝ rHm - 298 rSm
❖ 标准状态 ，任意温度( T K)， rG m = rH m -T rS m
❖ 如果能根据盖斯定律由一组已知反应方程式通过加加减 减的办法得出所要研究的那个反应方程式，就可根据已知 反应的G值, 通过加加减减的办法得出所要研究的那个反 应的G值 。
类型 △H △S
+
焓减熵增型
焓减熵减型
+
+
焓增熵增型
+
焓增熵减型
△G 低温 高温
+
+
+
+
讨论
在任何温度下 正反应都能自 发进行 只有在低温下 正反应都能自 发进行 只有在高温下 正反应都能自 发进行 在任何温度下正 反应均为不自发 进行
1、吉布斯 ( Gibbs ) — 赫姆霍兹 ( Holmholtz )方程的应用 （标准状态）
3. 熵的规律：
① 同一物质，气态熵大于液态熵，液态熵大于固态熵；
ST (g) > ST (l) > ST (s)
例：H2O: S 298 H2O (g) > S 298 H2O (l) 188.7 J·mol-1 ·K-1 69.96 J·mol-1 ·K-1
② 相同原子组成的分子中，分子中原子数目越多，熵 值越大；
二、自由能，化学反应自发性的判据
1、自由能函数的定义： 热力学第一定律,状态函数H,可逆过程的功,可逆过程的热温商
G 物理意义：在恒温恒压下体系做功的能力
若将过程还原到恒温恒压无非体积功，则判据变为
G < 0 G = 0 G > 0
自发进行 可逆进行，平衡 非自发
2、标准生成吉布斯自由能 热力学规定，某温度时，由处于标准状态的各种元素的指定单 质，生成标准状态的 1 mol 某物质时的自由能改变量，叫做 这种温度下该物质的标准摩尔生成自由能,简称生成自由能。用 f G m 表示，单位 kJ ·mol －1 。
④ 对于没有气体参加的反应，一般的规律是反应物中物质计量
系数增加，混乱度增加，S为正。
⑤ 温度对化学反应的熵变影响不大（但对熵值的影响较大）。
四、熵变与过程的方向
1.热温熵: 热力学证明，在恒温可逆过程中，体系吸收或放出
的热量Qr与体系的熵变S 之间有以下关系：S ＝ Qr / T , 因 此S 又叫热温熵. Qr ：恒温可逆过程中体系所吸收的热
2. 热力学第二定律： 孤立体系（绝热体系）的自发过程是体系熵增加的过程，
即：
状态 I → 状态 II ， SII > SI △S = SII- SI > 0
五.吉布斯 ( Gibbs ) — 赫姆霍兹 ( Holmholtz )方程
由定义式 G = H － TS 恒温恒压下有公式 rGm = rHm － TrSm
一些物质在298 K下的标准Gibbs自由能列于表中。
用下面公式可计算已知反应的自由能变 rG m 。
rG m if G m(生） if G m(反）
i
i
利用 rG m 判断标准状态下的化学反应进行的方向。
❖rGm受温度变化的影响不可忽略
rHm和 rSm受温度变化的影响很小，以至于在一般温 度范围内，可以认为它们都可用298K时的rHm和 rSm 代替，但从 G = H－TS可以看出，G受温度变化的影 响不可忽略。
标准熵：从熵值为零的状态出发，使体系变化到一个大 气压和某温度T时熵的改变量称为该物质在标准状态下的摩 尔绝对熵值，简称为标准熵。
用ST 表示，单位：J·mol-1 ·K－1
注意： ① 不注明温度，指 298.15 K ，非此温度需注明；
② 最稳定单质在 298 K ， f Hm = 0 ， Sm ≠0； ③ 规定水合氢离子在 298 K 的 Sm ( H + ∞aq )= 0.
第二节、化学反应的方向
化学 —— 创造新物质 —— 设计合理的化学反应
一、 反应的自发性
1、定义： 在一定条件下，无需外力帮助就能自发进行的化 学变化过程或物理变化过程。如盐的溶解、Fe的氧化等。
2、自发性的特点 • 反应方向是单向性的，反应的逆反应是非自发的。 • 反应有推动力，自发反应的过程都可以用来做功。 • 反应有限度，反应进行到一定程度就会达到平衡状态。 • 不考虑反应速度，有许多自发反应进行非常缓慢。
❖把rGm 直接作为反应自发性的判据有一定的局限性
作为反应自发性判据的△G = △H - T △S 适用于任意温度
及压力条件，而由标准吉布斯生成自由能计算的rGm ，则 是指反应物和生成物都处在标准状态和298K的条件下，所以 把rGm 直接作为反应自发性的判据有一定的局限性。
标准状态，任意温度
G(T)
④ 固体或液体溶于水时，熵值增大，气体溶于水时，熵值减
少；
H2O NaCl (s) = Na+ + Cl-
H2O HCl (g) = H + + Cl-
⑤ 同一种物质，熵值随温度的升高增大。
⑥ 压力对固态、液态物质的熵值影响较小，而对气态物质 的熵值影响较大。
4、化学和物理变化过程的熵变 一般地，对于反应：aA + bB cC + dD
三、 熵的初步概念
1. 熵的物理意义
★ 熵 表示体系中微观粒子混乱度的一个热力学函数 （符号为S），体系的混乱度愈大，熵愈大。熵是状 态函数。
★ 微观状态数
体系 微观粒子数
(1)
3
(2)
3
(3)
2
位置数
3 4混乱度增加的趋势
S=0 T=0K
T = 298 K p = 1.013 10 5 Pa
（1）、判断反应发生的方向
G = H － TS 根据G大小来判断
△G < 0 △G > 0 △G = 0
反应是自发的，能正向进行 反应是非自发的，能逆向进行 反应处于平衡状态
（2）、求转变温度（△H 和△S 符号相同时，才可能出现转 变温度）