化学反应的基本原理与大气污染
大学普通化学第六版第2章精品课件
反应实例ΔH ΔS ΔG = Δ HT Δ S正反应的自 发性
① H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) — +
—
自发(任何温 度)
②2CO(g) = 2C (s) + O2(g) + ③CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(s) + ④N2(g) + 3H2(g) =2NH3(g) —
-635.09
Sm (298.15 K)/(J. mol-1 . K-1) 92.9
39.75
r Hm (298.15 K) = B f Hm,B (298.15 K)
-393.509 213.74
B
={(-635.09)+(-393.509)-(-1206.92)} kJ.mol-1
= 178.32 kJ.mol-1
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20
2. ΔrGm与r Gm ө的关系
热力学等温方程式:
rG m (T r)G m (T R)lT n
B
(pB )B p
R=8.314J.K-1.mol-1; pθ=100 kPa
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21
任一反应: aA(g)+ bB(g) = gG(g) +dD
大家好
1
第2章
化学反应的基本原理与大气污染
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2
本章主要内容
一. 化学反应的方向 二. 化学平衡 三. 化学反应速率 *四. 大气污染及其控制
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3
2.1 化学反应的方向
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
大学化学 03 化学反应基本原理
）
3. 道尔顿Dalton分压定律
Dalton分压定律可以帮助解决 系统中混合气体的各气体组份之间的压力关系
（1）p = ∑pi 混合气体的总压力等于各组分气体 分压力之和 （2）pi = p∙xi 混合气体中某组分气体分压等于混 合气体的总压力与该组分气体的摩 尔分数之乘积 （3）φi = pi / p 混合气体中个组分气体的体积分数 在数值上等于分压比
John Dalton 1766-1844，英国
）2.1.3 反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算及应用
1. 298.15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算
（1）利用物质的ΔfGmθ(298.15K) 的数据求算 物质的标准摩尔生成吉布斯函数： 定义：在标准状态下由指定单质生成单位物质的量的纯 物质时反应的吉布斯函数变，称为该物质的标准摩尔生 成吉布斯函数 符号：ΔfGmθ(B,S,T) 单位： kJ· mol-1 规定：a. 指定单质的标准摩尔生成吉布斯函数为零 b. 水合氢离子标准摩尔生成吉布斯函数为零 在标准状态，反应的标准摩尔吉布斯函数变:
B
pB n B ( ) p
纯固态和纯液态物质不必写入反应商式中
r Gm (T ) r Gm (T ) RT ln Q
）
对于一般化学反应式
aA(g) bB(g) gG(g) dD( g )
热力学等温方程式可表示为： Δr Gm(T) = Δr Gm (T ) RT ln
4 4
△ rHm = 9.76kJ· mol-1
吸热，自发
显然，化学反应的焓变仅是影响反应方 向的一个因素，但不能作为判据使用。
还需引入其他的函数
） 1. 反应的熵变（entropy changes）
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。
化学反应的基本原理是基于原子和分子之间的相互作用以及能量变化。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、化学键的形成与断裂、能量变化和化学反应速率等方面。
一、反应物和生成物在化学反应中，参与反应的物质被称为反应物，而反应过程中产生的新物质被称为生成物。
反应物通过化学反应发生化学变化，生成物的形成使整个系统发生了变化。
例如，当氢气（H2）和氧气（O2）发生反应时，生成的产物是水（H2O）。
二、化学键的形成与断裂化学反应中，分子中的化学键会发生形成和断裂的过程。
化学键是原子之间通过电子共享或电子转移所形成的。
1. 共价键的形成和断裂共价键是指两个原子通过共享一个或多个电子对而连接在一起的化学键。
当原子之间形成共价键时，它们会共享电子，使得原子能量变低，稳定度提高。
而当共价键断裂时，原子之间的共享电子会重新分配，形成新的物质。
2. 离子键的形成和断裂离子键是由金属和非金属元素之间的电子转移而形成的化学键。
当金属元素失去电子形成阳离子，非金属元素获得这些电子形成阴离子，阳离子和阴离子之间通过静电作用相互吸引形成离子键。
断裂离子键是指离子之间电荷重新分布的过程。
三、能量变化在化学反应中，能量的转化是不可避免的。
常见的能量变化包括放热反应和吸热反应。
1. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量低于反应物的总能量，反应过程中释放的能量以热量的形式排放。
2. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量高于反应物的总能量，反应过程中吸收外界的能量。
四、化学反应速率化学反应速率是指反应物转化为产物的速度。
它受到几个因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物之间的碰撞频率等。
1. 反应物浓度反应物浓度越高，其分子之间的碰撞频率越高，反应速率也就越快。
2. 温度温度升高会增加反应物分子的平均动能，使它们运动更加剧烈，碰撞的能量也增加，从而增加反应速率。
大学普通化学(第七版)课后答案
普通化学第五版第一章 习题答案 1. 答案（1-）（2-）（3+）（4-） 2. 答案（1c ）（2d ）（3a ）（4d ）（5abd ）（6ad ）（7d ）（8d ）3. 答案（1）燃烧前后系统的温度（2）水的质量和比热（3）弹式量热计热容4..答案：根据已知条件列式K C g K g J g mol g mol J b )35.29659.298](120918.4[5.0122100032261111-+⨯⋅⋅-=⨯⋅⋅⨯-----Cb=849J.mol-15.答案：获得的肌肉活动的能量=kJ mol kJ mol g g8.17%3028201808.311=⨯⋅⨯⋅--6. 答案：设计一个循环 3× )(2)(32s Fe s O Fe →×3→)(243s O Fe )(3s FeO ×2（-58.6）+2(38.1)+6pq =3(-27.6)17.166)1.38(2)6.58()6.27(3-⋅-=----=mol kJ q p7.答案：由已知可知 ΔH=39.2 kJ.mol-1 ΔH=ΔU+Δ（PV ）=ΔU+P ΔVw ‘=-P ΔV= -1×R ×T = -8.314×351J = -2.9kJ ΔU=ΔH-P ΔV=39.2-2.9=36.3kJ8.下列以应（或过程）的qp 与qv 有区别吗？ 简单说明。
（1）2.00mol NH4HS 的分解NH4HS(s) NH3(g)＋H2S(g)（2）生成1.00mol 的HCl H2(g)＋Cl2(g) 2HCl(g) （3）5.00 mol CO2(s)（干冰）的升华 CO2(s) CO2(g) （4）沉淀出2.00mol AgCl(s)AgNO3(aq)＋NaCl(aq) AgCl(s)＋NaNO3(aq)9.答案：ΔU-ΔH= -Δ（PV ）=-ΔngRT (Δng 为反应发生变化时气体物质的量的变化) (1)ΔU-ΔH=-2×(2-0)×8.314×298.15/1000= - 9.9kJ (2)ΔU-ΔH=-2×(2-2)×R ×T= 0(3)ΔU-ΔH=-5×(1-0)×8.314×(273.15-78)/1000= -8.11kJ (4)ΔU-ΔH=-2×(0-0)×R ×T= 010.（1）4NH3(g)+3O2(g) = 2N2(g) +6H2O(l) 答案 -1530.5kJ.mol-1 （2）C2H2(g) + H2(g) = C2H4(g) 答案 -174.47kJ.mol-1 （3）NH3(g) +稀盐酸 答案 -86.32kJ.mol-1 写出离子反应式。
第2章化学反应的基本原理知识点
第2章化学反应的基本原理知识点第1章热化学与能量1.几个基本概念1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤8）化学计量数其中nB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：nB为负；产物：nB为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计）qV =ΔU qp = ΔU + p(V2–V1)反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态5.热力学第一定律封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w体=–p外(V2 –V1)=–p外ΔV10.焓（状态函数）（kJ/mol）ΔrHm：反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：qV=ΔU（定容）VS qP=ΔH（定压） qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有气态物质参与的反应或Δn(g)=0的反应，q V »qp对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)¹0的反应，qV ¹qp11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作注意：标准态指定单质的标准生成焓为0。
普通化学习题与解答
普通化学习题与解答第⼀章热化学与能源1. 是⾮题（对的在括号内填“+”号，错的填“-”号）（1）已知下列过程的热化学⽅程式为：则此温度时蒸发1mol 6()UF l ，会放出热30.1kJ 。
（-）（2）在定温定压条件下，下列两个⽣成液态⽔的化学⽅程式所表达的反应放出的热量是⼀相同的值。
（-）（3）功和热是在系统与环境之间的两种能量传递⽅式，在系统内部不讨论功和热。
（+）（4）反应的H ?就是反应的热效应。
（-）2、选择题（将所有正确答案的标号填⼊空格内）（1）在下列反应中，进⾏1mol 反应时放出热量最⼤的是（c）（2）通常，反应热的精确的实验数据是通过测定反应或过程的哪个物理量⽽获得的。
（d）（a ）H ? （b ）p V ? （c ）P q （d ）V q （3）下列对功和热的描述中，正确的是（a）（a ）都是途径函数，⽆确定的变化途径就⽆确定的数值（b ）都是途径函数，对应于某⼀状态有⼀确定值（c ）都是状态函数，变化量与途径⽆关（d ）都是状态函数，始终态确定，其他值也确定（4）在温度T 的标准状态下，若已知反应2A B →的标准摩尔反应焓,1r m H θ，与反应2A C →的标准摩尔反应焓,2r m H θ?，则反应4C B →的标准摩尔反应焓,3r m H θ?与,1r m H θ?及,2r m H θ?的关系为,3r m H θ= （d）（a ）2,1r m H θ?+,2r m H θ? （b ）,1r m H θ?—2,2r m H θ（c ）,1r m H θ?+,2r m H θ? （d ）2,1r m H θ?—,2r m H θ?（5）对于热⼒学可逆过程，下列叙述正确的是（abd ）（a ）变化速率⽆限⼩的过程（b ）可做最⼤功的过程（c ）循环过程（d ）能使系统与环境完全复原的过程（6）在⼀定条件下，由⼄⼆醇溶液、冰、⽔蒸⽓、氮⽓和氧⽓组成的系统中含有（ad ）（a ）三个相（b ）四个相（c ）三种组分（d ）四种组分（e ）五种组分 *（7）⼀只充满氢⽓的⽓球，飞到⼀定⾼度即会爆炸，这取决于⼀定⾼度上的（d）2222221()()()2H g O g H O l H g O g H O l +=+=（a ）外压（b ）温度（c ）湿度（d ）外压和温度（8）下述说法中，不正确的是（d）（a ）焓只有在某种特定条件下，才与系统反应热相等（b ）焓是⼈为定义的⼀种具有能量量纲的热⼒学量（c ）焓是状态函数（d ）焓是系统能与环境进⾏交换的能量3、填空题使可燃样品（质量为1.000g ）在弹式量热计内完全燃烧，以测定其反应热，必须知道：（1）弹式量热计内吸热介质（通常为⽔）质量和⽐热容；（2）钢弹组件的总热容b C ；（3）反应前后系统的温度。
普通化学习题与解答(第二章)
第二章 化学反应的基本原理和大气污染1、是非题（对的在括号内填“+”号，错的填“-”号）（1）r S ∆ 为正值的反应均是自发反应。
（-） （2）某一给定反应达到平衡后，若平衡条件不变，分离除去某生成物，待达到新的平衡，则各反应物和生成物的分压或浓度分别保持原有定值。
（-）（3）对反应系统122()()()(),(298.15)131.3r m C s H O g CO g H g H K kJ mol θ-+=+∆= 。
由于化学方程式两边物质的化学计量数（绝对值）的总和相等，所以增加总压力对平衡无影响。
（-） （4）上述（3）中反应达到平衡后，若升高温度，则正反应速率v （正）增加，逆反应速率v （逆）减小，结果平衡向右移动。
（-）（5）反应的级数取决于反应方程式中反应物的化学计量数（绝对值）。
（-） （6）催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的rmG θ∆。
（+）（7）在常温常压下，空气中的N 2 和O 2 能长期存在而不化合生成NO 。
且热力学计算表明22()()2()N g O g NO g +=的(298.15)0r m G K θ∆ ，则N 2 和O 2混合气必定也是动力学稳定系统。
（+）（8）已知4CCl 不会与2H O 反应，但422()2()()4()CCl l H O l CO g HCl aq +=+的1(298.15)379.93r m G K kJ mol θ-∆=- ，则必定是热力学不稳定而动力学稳定的系统。
（+）2、选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）（1）真实气体行为接近理想气体性质的外部条件是 （b ）（a ）低温高压 （b ）高温低压 （c ）低温低压 （d ）高温高压 （2）某温度时，反应22()()2()H g Br g HBr g +=的标准平衡常数2410K θ-=⨯，则反应2211()()()22HBr g H g Br g =+的标准平衡常数K θ等于 （b ）（a ）21410-⨯ （b （c ）2410-⨯ （3）升高温度可以增加反应速率，最主要是因为 （b ）（a ）增加了分子总数（b ）增加了活化分子的百分数 （c ）降低了反应的活化能 （d ）促使平衡向吸热方向移动(4)已知汽车尾气无害化反应221()()()()2NO g CO g N g CO g +=+的(298.15)0r m H K θ∆≤，要有利于取得有毒气体NO 和CO 的最大转化率，可采取的措施是 ( c) （a ）低温低压 （b ）高温高压 （c ）低温高压 （d ）高温低压（5）温度升高而一定增大的量是 (bc )（a ） r m G θ∆ （b ）吸热反应的平衡常数K θ（c ）液体的饱和蒸气压 （d ）反应的速率常数k（6）一个化学反应达到平衡时，下列说法中正确的是 ( a) （a ）各物质的浓度或分压不随时间而变化（b ）r m G θ∆=0（c ）正、逆反应的速率常数相等（d ）如果寻找到该反应的高效催化剂，可提高其平衡转化率3、填空题（1）对于反应： 1223()3()2();(298)92.2r m N g H g NH g H K kJ mol θ-+=∆=-若升高温度(约升高100 K)，则下列各项将如何变化(填写：不变，基本不变，增大或减小。
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。
普通化学第二章-化学反应基本原理
ΔrGθm, 298K = ΔrHθm, 298K - TΔrSθm, 298K
= 178.32 – 298.15 ×160.59 ×10-3 =130.44 kJ·mol-1 注意：带入数据计算时单位要统一。
（2） ΔrGθm, 1273 的计算
ΔrGθm, 1273K = ΔrHθm, 298K - TΔrSθm, 298K
= 178.32 kJ·mol-1
ΔrSθm = [Sθm（CaO）+ Sθm（CO2）] -[Sθm（CaCO3）] = （39.75 + 213.64）- 92.9
= 160.59 J· mol-1 · K-1
从计算结果来看，反应的ΔrHθm （298.15K）为 正值，是吸热反应，不利于反应自发进行；但反应 的ΔrSθm （298.15K）为正值，表明反应过程中系 统的混乱度增大，熵值增大，这又有利于反应自发 进行。因此，该反应的自发性究竟如何？还需进一 步探讨。
( 2 ) 利用 ΔrHθm和 ΔrSθm计算
ΔrHθm = Σ{ΔfHθm （生成物）}
- Σ{ΔfHθm（反应物）}
ΔrSθm = Σ{Sθm（生成物）}
- Σ{Sθm（反应物）}
ΔrGθm = ΔrHθm - TΔrSθm
2、其它温度时反应的ΔrGθm的计算 热力学研究表明，ΔrGθm随温度而变，因 此，不能用298.15K时的ΔrGθm来作为其它温 度时的ΔrGθm ，但是： ΔrHθm ,T ≈ ΔrHθm , 298K ΔrSθm ,T ≈ ΔrSθm , 298K 所以，其它温度时的可由下式近似求得： ΔrGθm , T ≈ ΔrHθm , 298K - T ΔrHθm , 298K
2.1.2 反应自发性的判断
环境化学大气环境化学
人类生产和生活活动产生的污染物， 如工业排放、交通尾气、农业活动和 城市生活垃圾等。
大气中污染物的扩散与传
大气湍流扩散
污染物在气流的作用下，通过扩散作用在大气中传播和稀释。
污染物传输
污染物在大气中随气流迁移，受到地形、气象条件和地理环境等因素的影响。
大气中污染物的转化与归宿
化学反应
大气中的污染物可以与其他气体或颗粒 物发生化学反应，生成新的化合物或分 解为其他物质。
污染控制策略制定 基于大气环境化学研究，制定针 对不同污染物的控制措施和减排 目标，有效改善空气质量。
气候变化应对 将大气环境化学研究成果应用于 气候变化应对策略的制定，推动 减缓和适应气候变化的行动。
THANKS
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大气环境质量的评估标准
国家标准
01
根据国家法律法规制定的大气质量标准，如PM2.5、PM10、二
氧化硫等污染物的浓度限值。
世界卫生组织标准
02
与国际接轨的大气质量标准，为全球范围内的大气质量评估提
供参考。
区域或地方标准
03
根据特定区域或地方的环境条件和需求，制定更为严格或具有
针对性的大气质量标准。
动物迁徙和生态平衡等。研究大气环境化学有助于保护生态环境。
03
促进可持续发展
通过研究大气环境化学，可以更好地了解大气中化学物质的变化规律，
为制定环境保护政策和措施提供科学依据，促进可持续发展。
大气环境化学的历史与发展
历史回顾
大气环境化学作为一门学科，经历了从传统气象学和化学的分离到多学科交叉融合的发展过程。早期的学者主要 关注气象现象和化学物质在大气中的分布，而现代的大气环境化学则更加注重化学物质在大气中的转化和传输机 制。
化学反应工程的基础原理和应用
化学反应工程的基础原理和应用化学反应工程是研究化学反应的全过程，设计和开发实际化学反应装置以及控制化学反应过程的工程学科。
它是现代化学工业生产中的一个重要部分，应用广泛，可以制造各种产品，如化学品、制药品、塑料、聚合物、石油化工产品等等。
化学反应工程的基础原理和应用是工程学科中非常重要的一部分。
化学反应的基本原理化学反应是一种物质中原子、离子或分子的再组合过程。
两种或以上物质因发生转化而形成一种或多种新的物质的过程，称之为化学反应。
化学反应会产生一些新的化学物质，这些新物质的化学性质不同于原来的物质，而这种转化的过程，对于化学反应的研究及工业应用具有重大的意义。
化学反应的应用化学反应的应用非常广泛，在人类的日常生活中随处可见。
常见的有以下几个方面：1. 化学工业：可以制造各种化学品，如硫酸、氨水、氢氧化钠等等。
2. 制药工业：可以制造各种药品，如抗菌药、麻醉药等等。
3. 石油化工工业：可以制造各种石油化工产品，如石油、天然气、汽油等等。
4. 聚合物工业：可以制造各种聚合物，如塑料、橡胶、纤维等等。
化学反应工程的基本原理化学反应工程的目的是通过对化学反应的研究和了解，开发出合理的生产工艺和设备，来生产所需的各种产品。
因此，化学反应工程需要掌握一些基本原理：1. 反应动力学：研究化学反应的速率和反应机理，掌握化学反应的规律和机理。
2. 热力学：研究化学反应伴随的能量变化，掌握化学反应的热力学规律。
3. 流体力学：研究流体的流动规律，掌握化学反应的流动规律。
4. 物质传递：研究物质的传递规律，掌握化学反应的物质传递规律。
化学反应工程的应用化学反应工程的应用非常广泛，其中几个重要的应用如下：1. 催化剂的研究和开发：催化剂是化学反应中的重要因素，是可以提高化学反应速率和降低反应温度的重要工具。
催化剂的研究和开发，可以提高化学反应的效率和经济性。
2. 设计和开发化学反应装置：根据化学反应的要求和工艺条件，设计、开发和生产适用于不同化学反应的反应装置，是化学反应工程的重点之一。
化学反应过程与设备概述
化学反应过程与设备概述化学反应是一个重要的研究领域，其在工业生产中扮演着至关重要的角色。
化学反应的过程与设备是实现化学反应的基础和核心。
本文将概述化学反应过程与设备的基本原理和常见类型，以及其在工业领域和日常生活中的应用。
一、化学反应过程化学反应是物质之间发生化学变化的过程。
化学反应需要考虑一系列因素，例如反应物的性质、反应条件、催化剂的选择等。
根据反应物的数量和反应过程中能量的变化，化学反应可以分为以下几种类型：1. 合成反应：多个物质组成新的化合物。
例如，水和氧气反应生成水分子。
2. 分解反应：一个化合物分解成多个物质。
例如，二氧化二氢分解成水和氧气。
3. 双替换反应：两个化合物中的阳离子和阴离子交换位置，生成两个新的化合物。
例如，硫酸铜和氯化钠反应生成氯化铜和硫酸钠。
4. 单替换反应：一个元素与一个化合物反应，置换其中一个元素。
例如，钠与水反应生成氢气和氢氧化钠。
5. 氧化还原反应：涉及电子的转移，其中一个物质被氧化，另一个被还原。
例如，金属与酸反应生成盐和氢气。
化学反应过程必须在适当的条件下进行，例如温度、压力、浓度和催化剂的选择。
这些条件可以影响反应速率和产物产率。
二、化学反应的设备化学反应需要适当的设备来提供反应条件并有效地控制反应过程。
以下是一些常见的化学反应设备：1. 反应釜：在工业生产中，反应釜是最常见的反应设备之一。
它通常由耐高温、耐腐蚀的材料制成，例如不锈钢或玻璃钢。
反应釜可以提供适应不同反应条件的温度、压力和搅拌速率。
2. 反应槽：反应槽是用于小型实验室研究和中小规模生产的设备。
它们通常由玻璃或塑料制成，易于清洗和观察反应过程。
3. 反应管：反应管常用于小规模试验室研究和分析。
它们可以用于微量反应或进行定量实验。
4. 催化剂床：在某些反应中，催化剂起到至关重要的作用。
催化剂床可以提供大表面积来支持催化剂，使其与反应物接触，并促进反应速率。
5. 冷凝器：冷凝器用于冷却反应产生的蒸汽或气体，使其冷凝成液体，以便进行分离和收集。
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的转化过程，它是化学领域中最基本的概念之一。
化学反应的基本原理涉及到物质的组成、结构和能量变化等方面。
本文将从原子结构、化学键和能量变化等方面介绍化学反应的基本原理。
首先，化学反应的基本原理可以追溯到物质的微观结构，即原子结构。
原子是构成物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
在化学反应中，原子之间发生了重新排列和重新组合的过程。
例如，氢气（H2）与氧气（O2）发生反应生成水（H2O），其中氢原子和氧原子重新组合形成水分子。
这种重新组合是由于原子间的化学键发生了变化。
其次，化学键是连接原子的力，它决定了分子的稳定性和反应性。
在化学反应中，化学键的形成和断裂是关键步骤。
化学键可以分为离子键、共价键和金属键等不同类型。
离子键是由正负电荷之间的相互吸引力形成的，它通常存在于离子化合物中。
共价键是由共享电子对形成的，它通常存在于分子化合物中。
金属键是金属原子之间的电子云共享形成的，它通常存在于金属中。
化学反应中，化学键的形成和断裂导致了原子之间的重新排列和组合，从而实现了物质的转化。
能量变化是化学反应的另一个重要方面。
化学反应涉及能量的吸收和释放。
化学反应中，反应物的化学键断裂需要吸收能量，而生成新的化学键则释放能量。
根据能量变化的方向，化学反应可以分为吸热反应和放热反应。
吸热反应是指在反应过程中吸收了热能，使周围温度下降。
放热反应是指在反应过程中释放了热能，使周围温度升高。
能量变化还可以通过反应物和生成物之间的化学键能量差来描述。
化学键能量差越大，反应越剧烈。
综上所述，化学反应的基本原理涉及到物质的组成、结构和能量变化等方面。
原子结构决定了原子之间的重新排列和组合，化学键决定了分子的稳定性和反应性，能量变化则是化学反应中的重要特征。
了解化学反应的基本原理有助于我们理解化学变化的本质，进一步探索化学领域的奥秘。
（字数：489）。
化学反应的基本概念与原理
化学反应的基本概念与原理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生锈，从燃烧的火焰到药物的作用，无一不是化学反应的结果。
那么，究竟什么是化学反应呢？它又遵循着怎样的基本原理呢？化学反应，简单来说，就是物质发生了变化，产生了新的物质。
这种变化不是简单的物理混合或者状态改变，而是原子之间的重新组合，导致了物质性质的根本性改变。
比如说，铁在潮湿的空气中会生锈。
原本闪亮的铁逐渐变得锈迹斑斑，这就是铁与空气中的氧气和水发生了化学反应，生成了铁锈这种新的物质。
再比如，氢气和氧气在点燃的条件下会生成水，这也是一个典型的化学反应。
化学反应的发生需要一定的条件。
有的反应需要加热，有的需要光照，还有的需要在特定的溶剂中进行。
比如，高锰酸钾受热分解，就是在加热的条件下发生的。
而植物的光合作用，则是在光照的条件下，将二氧化碳和水转化为有机物和氧气。
在化学反应中，有几个重要的概念需要我们了解。
首先是反应物和生成物。
反应物是参加反应的物质，而生成物则是反应后生成的新物质。
就像前面提到的氢气和氧气反应生成水，氢气和氧气就是反应物，水就是生成物。
其次是化学方程式。
化学方程式是用化学式来表示化学反应的式子。
它不仅能表示出反应物、生成物，还能反映出反应的条件以及各物质之间的定量关系。
例如，2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 这个方程式，就清晰地表明了 2 个氢气分子和 1 个氧气分子反应生成 2 个水分子。
然后是催化剂。
催化剂能够改变化学反应的速率，但自身在反应前后的质量和化学性质不变。
比如说，在双氧水分解制取氧气的实验中，二氧化锰就是一种催化剂，它能加快双氧水分解的速度。
化学反应还遵循着一些基本原理。
质量守恒定律是其中最重要的之一。
它指出，在化学反应中，参加反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。
这是因为化学反应只是原子的重新组合，原子的种类、数目和质量都没有改变。
能量守恒定律也是不可或缺的。
化学反应往往伴随着能量的变化，要么吸收能量，要么释放能量。
大气化学反应动力学基础
加成反应
Criegee 双自由基
醛和酮
热稳定反应
解离或异构化
异戊二烯
NO3自由基反应
NO3自由基白天易光解
夜间且NO浓度低时才能具体 与烷烃反应，速率较慢10-16~10-17 夜间HNO3主要来源
与烯烃反应 10-11~10-15， 随C增加而迅速增加， 是烯烃主要去除途径
2,3-二甲基-2-丁烯
氢摘取反应
后续反应与RO2类似，在烯烃与OH自由基反应中所占比例很小 加成反应
β-羟基烷基自由基 65%
α-羟基烷基自由基 35%
β-羟基烷基过氧自由基
后续反应与RO2类似 乙醛 羟基甲基自由基
甲醛
OH自由基与芳烃反应
氢摘取反应，不到10%
加成反应，90%）
可逆反应
O3反应
一般烷烃不与O3反应 烯烃与O3反应（10-19~10-16）
六、温度和压力对光化学反应的影响
1. 温度影响 光化学反应中，一般温度对反应速率影响不大，但也有些 光化学反应温度系数很大，甚至可为负值
2.
压力效应 会对光化学反应的级数产生影响，通常与第三体分子M有 关
第三节： 大气气相化学反应
一、光解反应 O3的光解 羟基化合物的光解 过氧化物的光解 含氮化合物的光解 二、氧化反应 HOX自由基反应
b. 非均相反应的速率方程
自由程是指一个分子与其它分子相继两次碰撞之间， 经过的直线路程。大量分子自由程的平均值称为平均自由程
γ：表面反应几率或反应粘滞常数 对固体颗粒物来说， γ与α相同
物质积聚系数，表征气体分子与 液体（水相）表面的碰撞吸附效率
c. 速率方程的应用
2. 摄取系数的测量
测量的摄取系数 根据定义由实验装置 测量得到 反应摄取系数 生成物浓度的变化
南昌航空大学821普通化学2021年考研专业课初试大纲
南昌航空大学2021年研究生入学考试初试大纲考试科目名称：普通化学考试科目代码：821考试形式：笔试考试时间：180分钟，满分： 150分参考书目：《普通化学》(第五版)，浙江大学普通化学教研组编，高等教育出版社，2002年一、试卷结构：单选题15小题，每题2分，共30分填空题，每空1分，共20分综合解答题，5小题，每题8分，共40分计算题，5小题，每题12分，共60分二、考试范围：1、热化学与能源（1）、考核知识点热力学基本概念（如状态函数、热力学标准态、反应进度、焓等）;定容热效应（Q v）的测量原理和实验计算方法;热化学定律及其应用;反应的标准摩尔焓变的近似计算；能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。
（2）、考核要求1)了解若干热力学基本概念（如系统和环境、状态函数、热力学标准态、反应进度、焓等）和定容热效应q的测定；2)理解热化学定律及其应用；3)理解等压热效应与反应焓变的关系、等容热效应与热力学能变的关系；4)掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算；5)了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。
（3）、考核重点1）定容热效应（Q v）的测量原理和实验计算方法；2）热化学定律及其应用；3) 反应的标准摩尔焓变的近似计算。
2、化学反应的基本原理与大气污染（1）、考核知识点熵变及吉布斯函数变的意义，化学反应∆r G m 的近似计算，反应进行的方向的判别。
∆rGm与K 的关系及有关计算，浓度、压力和温度对化学平衡的影响。
浓度、温度与反应速率的定量关系。
元反应和反应级数的概念。
阿仑尼乌斯公式及其相关计算。
活化能和活化分子的概念，浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。
链反应与光化学反应的一般概念。
大气的主要污染物，温室效应、臭氧层空洞、酸雨及光化学烟雾等综合性大气污染及其控制。
清洁生产和绿色化学的概念（2）、考核要求1）了解熵变及吉布斯函数变的意义；2）掌握化学反应∆ r G m 的近似计算，能应用∆ r G m 判断反应进行的方向；3）掌握∆ r G m 与K的关系及有关计算，理解浓度、压力和温度对化学平衡的影响；4）了解浓度、温度与反应速率的定量关系；5）了解元反应和反应级数的概念；能用阿仑尼乌斯公式进行初步计算。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理第2章化学反应的基本原理(Fundamentals of Chemical Reactions)化学是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律的科学。
在研究化学反应时，⼈们主要关⼼化学反应的⽅向、限度、速率以及化学反应中所伴随发⽣的能量变化，本章通过对化学热⼒学、动⼒学基础知识的学习，要求掌握化学热⼒学的基本概念、基本原理，能够正确判断化学反应进⾏的⽅向、进⾏的程度以及改变化学反应速率的⽅法。
2.1化学反应中的能量关系任何化学反应的发⽣总是伴随着形式多样的能量变化，如：酸碱中和要放出热量，氯化铵溶于⽔要吸收热量等。
2.1.1热⼒学基本概念（1）体系与环境在研究化学反应的能量变化关系时，为了研究的⽅便，常常把研究的对象与周围部分区分开来讨论。
在化学上把所研究的对象称为体系（system），⽽把体系之外的、与体系密切相关的部分称为环境（surrounding）。
例如：研究在溶液中的反应，则溶液就是我们研究的体系，⽽盛溶液的容器以及溶液上⽅的空⽓等都是环境。
根据体系与环境之间物质和能量的交换情况不同，可以把体系分为以下三类：敞开体系（open system）：体系与环境之间，既有物质交换，⼜有能量交换。
封闭体系（close system）：体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换。
孤⽴体系（isolated system）：体系与环境之间，既没有物质交换，也没有能量交换。
例如：⼀个盛⽔的⼴⼝瓶，则为⼀个敞开体系，因为瓶⼦内外既有能量的交换，⼜有物质的交换（瓶中⽔的蒸发和瓶外空⽓的溶解）；如在此瓶上盖上瓶塞，则此时瓶内外只有能量的交换⽽⽆物质的交换，这时成为⼀个封闭体系；如将上述瓶⼦换为带盖的杜⽡瓶（绝热），由于瓶内外既⽆物质的交换，⼜⽆能量的交换，则构成⼀个孤⽴体系。
体系与环境之间可以有确定的界⾯，也可以是假想存在的界⾯。
体系与环境因研究的对象改变亦可以发⽣改变。
（2）过程和途径体系的状态发⽣变化时，状态变化的经过称为过程(process)。
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4
1. 反应的焓变 十九世纪，汤姆荪和贝塞罗特就曾经企图用△H
的符号作为化学反应方向的判据。他们发现许多自 发化学反应的方向总是与放热的方向一致，而吸热 反应是不能自动进行的。
后来人们发现有不少吸热反应也能自动进行。 如：H2O（s）===H2O（l） DH > 0，吸热过程 但283K时冰可以自发地变成水
热： 不是决定化学反应方向的唯一因素 除焓变外，还有某种因素左右着系统能量的得失
这种因素称为熵 5
2. 反应的熵和熵变
自然界的一种趋势---系统倾向于取得最低的势能
自然界的另一种趋势：过程能自发地向混乱度 （无序度）增加的方向进行
可观察到的现象： 气体的扩散：硫化氢气体可以自发地、均匀地扩 散到室内，但飘回到反应瓶内？
溶液的混合：水中的一滴墨水可以自发地、均匀地 扩散到整个杯中，但浓缩回原来的一滴？
6
有序排列的黑球和白球：摇晃后，只能变得无序 搭建好的积木：可以垮塌，但自发地还原？
现 象：系统有趋向于最大混乱度（无序度）的 倾向，在无外力作用的条件下，该过程不能自发 地逆向进行
利用Gibbs等温方程可以求出化学反应
转变温度T转：
DG
DH - TDS
0, T转
DH/DS
D
r
Ho m,298K
D
r
So m,298K
绝大多数情况， H与 S均为正， 高温有利反应自发进行
29
结果与讨论
1、G为状态函数，为广度量，绝对值不可知，且不 是守恒量。当体系的始、终态一定，△G便有确定 值。
☆ 不同温度下T：相同物质、聚集态：
温度升高，运动加剧，熵增加；
11
☆ 物质组成：相同聚集态、温度下
组成方式越复杂、熵越大； 黑、白球的混合过程，
☆ 固体晶体结构：结构越复杂、熵值增加
☆ 气、液体：混合物或溶液过程熵增大
或：混合物或溶液的熵比相应的纯物质大
熵值判断规律：一个导致气体分子数增加的物理过程 或化学变化总伴随着系统熵值的增加
开尔文说法：不可能从单一热源吸热使之完全变为功， 而不留下其他变化。
应明确：致冷机 ：低温物体 热Q传递 高温物体，但环境消
耗了能量(电能)；
理想气体可逆定温膨胀,系统从单一热源吸的热全转变为对环
境作的功，但系统的状态发生了变化(膨胀了)。
24
宏观过程的不可逆性
一切实际宏观过程，总是： 非平衡态 自 发平衡态(为止)
（1）熵：
熵是系统内部物质微观粒子的混乱度（无序度） 的量度，用S表示。
7
熵的统计热力学的表达
S = k lnΩ
k--- Boltzman常数 （1.386 x 10-23 J/K）
玻尔兹曼（Boltzmann）关系式。该式是沟通宏观量与 微观量的桥梁，它奠定了统计热力学的基础。
式中： Ω为隔离系统中的微观状态数；
12
（5）熵变
规定熵：以绝对零度为基准，某物质在指定温度下 的熵值，称为这一物质的规定熵（与U、H不同） 单位：J·K-1 物质的标准摩尔熵 ---单位物质的量的纯物质在
指定标准状态下的规定熵 Sm （或简写为Sm）J·mol-1 ·K-1 （有数据可查，表3，注意单位）
指定单质的标准摩尔熵： 不为 0 （与焓不同）
G 包含了U、P、V、T、S 5种函数，人为定义。
对于等温过程： 吉布斯函数变 DG = DH - TDS( Gibbs-Helmholtz equation)
或：DrGm = DrHm – TDrSm 利用吉布斯函数变的结论还没有错误的。 26
2. 以DG为判断标准
等温、等压、且不作非膨胀功的条件下，反应 的自发性判断标准（即最小自由能原理）:
结论：自然界中发生的一切实际过程(指宏观过程，下同)都有
一定方向和限度。不可能自发按原过程逆向进行，即自然界中一切
实际发生的过程都是不可逆的。
25
2.1.2 反应自发性的判断 1. 反应的吉布斯函数变 吉布斯（Gibbs J.W., 1839~1903）1875年定义：
G def H -TS
G 称为吉布斯函数或吉布斯自由能（Gibbs free energy），表示能量，是状态函数，具有容量性质。
DrSm = q / T = 6007 / 273.15 = 21.99 J·mol-1·K-1
15
2)、熵变的理论计算
aA + bB
gG + dD
反应的标准摩尔熵变: DrSm （ DS ）
依据盖斯定律和标准摩尔熵的定义：
ΔrSm (T) = ∑u BSm, B (T) B
ΔrSm (298.15 K) = ∑u BSm, B (298.15 K)
2、总熵判据是一个普遍化的判据，但它需要环境的 热温熵
9
（3）热力学第三定律
通过低温实验数据和推理， 经验定律：
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为0。
熵 ：S(0K) = k ln W = k ln1 = 0
10
（4）熵 的一些变化规律
☆ 相同物质、T (相变温度下）: 固态时的熵
小于液态时的熵；液态时的熵小于气态时的熵 （Sg > Sl > Ss） 气态 Sm (H2O), g, 298.15K) = 188.72 J·mol-1 · K-1 液态 Sm (H2O), l, 298.15K) = 69.91 J·mol-1 · K-1
B
与焓变的计算类似 ΔrHm (T) = ∑u BΔf Hm, B (T) B 16
其他温度时任一化学反应的标准摩尔熵变：
在没有引起 物质聚集状态改变的情况下： 反应物的熵变化 生成物的熵变化
对同一反应式，反应的熵变基本不随温度而变 ΔrSm (T) ≈ ΔrSm (298.15K)
一般条件下： ΔrSm (T) ≈ ΔrSm (298.15K)
192.4 J ·mol-1·K-1，计算反应
3H2(g) + N2(g)
2 NH3(g) 的标准摩尔熵变。
解：DDrSSmθm 2 Smθ (NH 3 ) - [3 Smθ (H2 ) 1 Smθ (N2 )]
= 2×192.4 J·mol-1·K-1 －3×130.6 J ·mol-1·K-1－1×191.5 J ·mol-1·K-1 = －198.5 J∙mol-1·K-1
= 177 kJmol-1 吸热反应。
查表: Sm（298.15K) Jmol-1 K-1
92.9
39.75 213.74
ΔrSm (298.15K) = ∑u BSm, B (298.15K) B
= 39.75 + 213.74 – 92.9 = 160.59 (Jmol-1 K-1)
18
例 3：已知 H2、N2和 NH3在 298.15 K 的标准摩尔 熵分别为 130.6 J ·mol-1·K-1, 191.5 J·mol-1·K-1和
该式表明： 系统的微观状态数越多、热力学概率 越大、系统就越混乱、熵越大。
8
（2） 热力学第二定律
热力学第二定律的统计表达：
熵增加原理：在隔离系统中发生的自发进行反 应必伴随熵的增加。
或 表述为：隔离系统的熵总是趋向极大值。
熵判据
DS隔离 > 0 过程自发进行 DS隔离 = 0 系统处于平衡状态
（可逆过程）
13
规定：处于标准状态下水合H＋离子的标准熵为零。 通常温度选为298.15K，即 Sm(H+, aq, 298.15K) = 0 与DHm (H+, aq, 298.15K) = 0相同
3、熵变的计算：理论、实际测试
﹡ 熵是状态函数，反应或过程的熵变只与始态和 终态有关，与途径无关。 ﹡ 当状态改变时，熵变等于恒温可逆过程中的热 温商之和。 ﹡ 熵是容量性质
第二章 化学反应的基本原理
主要内容：
☆ 反应进行的方向——自发性判断 ☆ 反应进行的程度——化学平衡 ☆ 反应速率
2.1 化学反应的方向 2.1.1 影响反应方向的因素 定义：自发过程（自发反应） 在没有外界作用下，系统自身发生变化的过程
1
自然界中的自发变化(spontaneous process) ﹡水从高处流向低处 ﹡热从高温物体传向低温物体 ﹡铁在潮湿的空气中锈蚀 ﹡锌置换硫酸铜溶液反应
17
例 2.1: 计算CaCO3(s) =CaO(s) + CO2 (g) 反应的热效应和熵变。
解：
CaCO3(s) == CaO(s) + CO2 (g)
查表:DfHm /kJmol-1 -1206.9
-635.6 -393.5
∴ DrHm = [(-635.6) + (-393.5) – (-1206.9)]
Q: 能否用熵来判断反应的方向？
DS隔离 > 0 过程自发进行
19
﹡ 熵的来源
热力学第一定律是能量守恒和转化定律，它否认了 能量的无中生有，所以不需要动力和燃料就能做功 的第一类永动机就成了天方夜谭式的设想。
人们开始考虑热能转化为功的效率问题，有人设计 这样一种机械，它可以从一个热源（比如海洋、大 气层）无限地取热从而做功，即第二类永动机
有序运动的结果。 功转变成热是从规则运动转化为不规则运动，
混乱度增加，是自发的过程； 而要将无序运动的热转化为有序运动的功就
不可能自动发生。
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亦可以用“第二类永动机不能制成”来表述热力学第二定律。 热力学第二定律的实质是：断定自然界中一切实际进行的
过程都是不可逆的。