第二章 化学反应的能量和方向预习
化学反应的方向和限度-热力学第二定律
化学反应方向受到温度、压力、浓度等条件的影 响，不同条件下反应方向可能不同。
化学反应限度概念
01
化学反应限度指的是在给定条件下，反应物转化为产物的最 大程度或最终状态。
02
化学反应限度可以通过实验测定，如测定平衡常数、转化率 等参数来描述。
03
开发新能源技术
热力学第二定律对于新能源技术的开发具有重要指导作用，例如在太阳能、风能等可再生能源的利用中，可以通过热 力学分析来提高能量转换效率。
促进环保和可持续发展
热力学第二定律的应用有助于促进化学工业的环保和可持续发展，通过优化能源利用和减少废弃物排放， 降低对环境的负面影响。
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效率无法达到100%。
热力学第二定律还指出了提 高能量转换效率的途径，即 通过减少不可逆损失和降低 环境温度等方式来提高能量 转换效率。
03 化学反应中能量转换与方 向判断
能量转换类型及特点
吸热反应
反应物吸收能量，转化为产物，反应过程中体系温度 升高。
放热反应
反应物释放能量，生成产物，反应过程中体系温度降 低。
熵增原理的意义
揭示了自然界中不可逆过程的普遍性 和绝对性，即一切与热现象有关的实 际宏观过程都是不可逆的。
热力学第二定律与能量转换关系
热力学第二定律指出了能量 转换的方向性和限度，即能 量转换必须遵守热力学第二
定律的限制。
在能量转换过程中，总会有 一部分能量以热能的形式散 失到环境中，导致能量转换
催化剂的选择性
某些催化剂可能对特定的反应具有选择性，即它们可能只 加速某一特定的反应步骤或某一特定的产物生成。
高中化学第二章化学反应与能量第一节化学能与热能(第1课时)课件新人教版必修2
能量变化 吸收能量436KJ 放出能量436KJ 吸收能量415KJ 放出能量415KJ
例：在25℃和101kPa的条件下，断裂1molH－H需要吸 收436kJ能量，断裂1molCl－Cl键需要吸收243kJ能量， 形成1molH－Cl会放出431kJ能量，通过计算说明化学 反应H2＋Cl2 ＝ 2HCl是吸收能量还是放出能量。 解：设有1 mol H2与1 mol Cl2完全反应，则 断开反应物中化学键所吸收能量之和： 436 kJ＋243 kJ＝679 kJ
新课内容
二、化学能与热能的相互转化
2、放热反应和吸热反应 实验2-1 铝片与盐酸反应
现象
产生气泡，用手轻触试管底部 感到发热，用温度计测量， 水银柱上升。
结论
该是放热反应。
常见的放热反应 活泼金属和酸、水反应 酸碱中和反应 可燃物的燃烧反应及缓慢氧化反应 大部分的化合反应
新课内容
二、化学能与热能的相互转化 固体反应，通常先研细再混合，
形成生成物中化学键所放出能量之和：
2× 431kJ＝862kJ 吸收能量小于放出能量，因此，该反应是放出能量。
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以
H2 +
能量
Cl2
=
2HCl
2H + 2Cl
反应为例：
吸收能量 679kJ H2 + Cl2 放出能量183 kJ
放出能量 862kJ
2HCl
反应坐标
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新课内容
3、从化学键的角度判断化学反应中能量的变化 化学反应中是吸收能量还是放出能量，取决于 断键吸收的总能量与成键放出的总能量的相对大小。 反应放出能量＝成键放出总能量－断键吸收总能量 反应吸收能量＝断键吸收总能量－成键放出总能量 化学反应都伴随着能量的变化！
人教版高中化学必修二：第2章 化学反应与能量 本章重难点专题突破 含答案
本章重难点专题突破一 详析化学反应中热量的变化我们在做化学实验时，经常会感受到有热量的变化，比如钠与水的反应等，其实在化学反应中，不仅有物质的变化，即新物质的生成，而且还伴随着能量的变化，有的反应是吸热的，有的反应是放热的。
而化学反应中物质变化的实质是旧化学键断裂和新化学键形成。
化学反应是化学科学研究的核心，化学反应过程中的物质变化要遵循质量守恒定律，而能量变化要遵循能量守恒定律。
在化学反应过程中一定存在着能量的变化，而这些能量变化大多数表现为热量的变化，这就实现了化学能与热能的转化。
1．从化学键的角度理解在化学变化前后，参加反应的原子的种类和个数并没有改变，只是进行了原子之间的重组和整合；原子进行重组、整合的过程，实际上就是反应物中化学键断裂和生成物中化学键形成的过程。
由于反应物中化学键的断裂要消耗能量，而生成物中化学键的形成要释放能量，因此我们将化学反应中能量变化表示为反应物――――――――――――→旧化学键断裂吸收能量新化学键形成释放能量生成物 这样，当反应中吸收的能量大于释放的能量，则反应表现为吸收能量，该反应为吸热反应； 当反应中吸收的能量小于释放的能量，则反应表现为放出能量，该反应为放热反应。
【典例1】 已知：①1 mol H 2分子中化学键断裂时需吸收436 kJ 的能量；②1 mol Cl 2分子中化学键断裂时需吸收243 kJ 的能量；③由氢原子和氯原子形成1 molHCl 分子时释放 431 kJ 的能量。
则1 mol H 2和1 mol Cl 2反应生成氯化氢气体时的能量变化为( )A ．放出能量183 kJB ．吸收能量183 kJC ．吸收能量248 kJD ．吸收能量862 kJ解析 根据反应的化学方程式：H 2＋Cl 2=====点燃2HCl ，可知在反应过程中，断裂1 mol H —H键、1 molCl —Cl 键，同时形成2 mol H —Cl 键。
计算可知生成2 molHCl 气体时，吸收的热量为436 kJ ＋243 kJ ＝679 kJ ，放出的热量为431 kJ ×2＝862 kJ ，故反应中放出的热量为862 kJ －679 kJ ＝183 kJ ，A 对。
高中化学必修二化学反应与能量——复习教案
例：灼热的炭与二氧化碳的反应、炭和水蒸气的反应、氢气还原氧化铜、Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 的反应、大多数分解反应等。
(二)、化学能与电能⑴化学能与电能的相互转化①火力发电——化学能间接转化为电能化学能−−−→−燃烧热能−−→−蒸气机械能−−−→−发电机电能 ②原电池——化学能直接转化为电能的装置。
⑵①铜—锌原电池的工作原理：②原电池形成的一般条件：Ⅰ 有能自发进行的氧化还原反应。
Ⅱ 相连接的两个电极(金属或非金属导体及其它可以做电极材料的物质)。
Ⅲ 两电极同时与电解质溶液接触。
Ⅳ 形成闭合回路。
③原电池的实质：氧化还原反应分开在两极进行，还原剂所失去的电子通过导线转移给氧化剂。
④原电池原理的应用：Ⅰ 实验室制氢气。
为加快氢气的产生速率，可用粗Zn 或Zn 粒，先用CuSO 4溶液浸泡一会儿 或向反应液中加入少量的CuSO 4溶液。
Ⅱ 可判断金属的活泼性。
若由两种活动性不同的金属做电极，则较活泼的金属做负极（一般情况下）。
Ⅲ 制化学电源(电池)。
如干电池、蓄电池、燃料电池、高能电池。
a ．一次电池：放电之后不能充电（内部的氧化还原反应是不可逆的）。
如干电池等。
b ．二次电池（充电电池）：在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行（一般通过充电器将交流电转变为直流电），使电池恢复到放电前的状态。
这样可以实现化学能转变为电能（放电），再由电能转变为化学能（充电）的循环。
如铅蓄电池、镍镉电池、镍氢电池等。
c ．燃料电池：利用原电池的工作原理将燃料和氧化剂（如氧气）反应所放出的能量直接转化为电能。
通常通过外设装备将燃料送入原电池的负极，而将氧化剂送入原电池的正极，这时电池起着类似于试管、Ⅰ尽可能使燃料充分燃烧，提高能量的转化率。
关键是燃料与空气或氧气要尽可能充分地接触，且空气要适当过量。
Ⅱ尽可能充分地利用燃料燃烧所释放的热能，提高热能的利用率。
提高燃料的燃烧效率实质上是从多方面控制燃烧反应的条件（包括环境）。
高二化学知识点：化学反应原理复习
高二化学知识点：化学反应原理复习下面是小编给大家整理的一份高二化学知识点：化学反应原理复习资料，希望能够帮助大家学习化学这门功课，考出一个好成绩。
高二化学知识点：化学反应原理复习【知识讲解】第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
高中化学必修二专题2《化学反应与能量变化》知识点复习及练习(有答案)非常详细
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
第二章 化学反应的能量和方向
第二章化学反应的能量和方向一、内容提要（一）本章重点定容、定压化学反应热与化学反应的热力学能\[变\]，摩尔焓\[变\]的关系；盖斯定律的应用；用吉布斯自由能判断反应的自发方向；吉布斯－亥姆霍茨方程的应用。
1．热力学基础知识（1）热力学中常用术语用热力学的理论和方法研究化学，则产生了化学热力学。
化学热力学可以解决化学反应中能量变化问题，同时可以解决化学反应进行的方向和进行的限度等问题。
化学热力学在讨论物质的变化时，着眼于宏观性质的变化，不需涉及物质的微观结构，因此，运用化学热力学方法研究化学问题时，只需知道研究对象的起始状态和最终状态，而无需知道变化过程的机理，即可对许多过程的一般规律加以探讨。
为了便于用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律，须搞清热力学中的几个常用术语：a 系统和环境b 系统的状态函数c 热和功d 过程的热①定容热Qv ②定压热Qp（2）热力学第一定律和热力学能自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式，在转化的过程中，不生不灭，能量的总值不变。
这就是能量守恒和转化定律，此定律应用于具体的热力学系统，就得到热力学第一定律。
若系统和环境之间只有热和功的交换，在封闭系统中，环境对其做功W，系统从环境吸热Q，则系统的能量必有增加。
数学表达式为ΔU＝Q＋W式中U为系统的热力学能。
热力学能又称内能，是系统内部各种形式能量的总和。
（3）定容热与热力学能，定压热与焓变的关系热不是状态函数，故其不但与过程有关，还与途径有关，但是否系统发生某一过程时，所经历的不同途径中热都不相等呢？若系统在变化过程中保持体积恒定，此时热称为定容热，用Qv表示。
当不做非体积功时，由热力学第一定律可得QV＝ΔU－W＝ΔU－0＝ΔU，它表明系统只做体积功时，定容热等于系统热力学能的改变。
虽然热不是状态函数，但在此特定条件下，定容热只与过程有关，而与途径无关。
若系统在变化过程中保持作用于系统的外压力恒定，此时的热称为定压热，用Qp表示。
必修2第二章化学反应与能量--知识点总结
第一章化学反应与能量（知识点总结）一、“有效碰撞”模型。
从物质结构变化上看，化学反应的过程，其实是怎样的一个过程？旧的断裂、新的形成的过程。
1、有效碰撞：分子都在不停的运动，反应物分子能够发生碰撞是反应发生的先决条件，如果每次碰撞都是有效的话，任何反应都会在瞬间完成，而事实不是这样，所以并不是所有的碰撞都是有效的。
有效碰撞：能够导致化学键断裂，引发化学反应的碰撞。
2、活化分子：要有效碰撞，要求分子必须具有足够高的能量。
我们把这样的分子叫做“活化分子”。
活化分子：具有足够高的能量，可能发生有效碰撞的反应物分子。
活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞吗？。
还要求取向正确。
发生有效碰撞的条件：3、活化能：活化能。
活化能的作用是，与课本第3页图中表示的哪部分能量相等？参看教材所举的“公司贷款”一例：活化能的大小决定了一般分子变为活化分子的难易，也就是化学反应的难易，它会影响反应热的大小吗？结论：某一化学反应的速率大小与单位时间内有关；有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中的多少有关；活化分子的多少又与该反应的大小有关。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说反应物分子的内部结构是决定化学反应速率的内因。
那么，对于一个特定的反应人们可以通过改变它的外部条件加以控制和利用。
活化能是决定化学反应难易的关键。
不同的化学反应，活化能差别很大。
一个具体的反应，活化能的值只能通过实验方法测得。
二．用“有效碰撞”模型解释外界条件对化学反应速率的影响1、温度对反应速率的影响：我们知道，温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。
温度升高10℃，有些反应的速率可提高2倍、3倍，甚至4倍以上。
这是因为，在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。
温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。
第二章化学反应的方向和吉布斯函数变要点
2.反应的标准摩尔吉布斯函数变
某一温度下，各物质处于标准状态时化学反应的摩尔吉 布斯函数的变化。 符号：ΔrGm(T)；单位：kJ.mol-1
通式： ΔrGm(T)= ΣBνBΔfGm,B(T)
3.298.15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算
（1）利用△fGθ(298.15K)计算 △rGθ(298.15K)=Σ{△fGθ(298.15K)}生成物
- Σ{△fGθ(298.15K)}反应物 （2）利用△Hθ(298.15K)和△Sθ(298.15K)计算 △rGθ(298.15K)=△rHθ(298.15K)- 298.15△rSθ(298.15K)
186.264 205.138
ΔrHm(298.15K)=-74.81+0-(-238.66)=163.85kJ.mol-1 ΔrSm(298.15K)=205.138×1/2+186.264-126.8=162J.mol-1.K-1
根据吉-亥方程ΔrGm(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K) 反应自发进行， 要求ΔrGm(T) <0 ， 那么 ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)<0， T>ΔrHm(298.15K)/ΔrSm(298.15K) =1011.42K(984.27℃)
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。 自发过程不能逆向进行。
对于化学反应，自发过程的判据是什么？ 是“ΔH <0 自发”吗?
1. 反应的焓变
例1 C(s)+O2(g) → CO2(g)
ΔrHm= -393.5kJ.mol-1<0
高二化学选修四第二章-第四节-化学反应进行的方向
第四节化学反应进行的方向一、自发过程与自发反应1．自发过程(1)含义：在确定条件下，不用借助于外力就可以自动进行的过程。
(2)特点：①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
2．自发反应在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度。
二、化学反应进行方向的判据1．焓判据(能量判据)放热反应过程中体系能量降低，因此具有向最低能量状态进行的倾向，科学家提出用焓变(能量改变)来推断反应进行的方向，这就是焓判据(能量判据)。
2．熵判据(1)熵：用来度量体系混乱程度的物理量。
熵值越大，混乱程度越大。
符号为S。
单位：J·mol－1·K －1。
(2)熵值大小的比较：同一种物质在不同状态时的熵值大小为S(g)＞S(l)＞S(s)。
(3)熵增原理：在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零。
(4)熵判据：用熵变来推断反应进行的方向。
3．复合判据过程的自发性只能用于推断过程的方向，不能确定过程是否确定会发生和过程发生的速率。
综合考虑焓判据和熵判据的复合判据，将更适合于全部的过程，只依据一个方面来推断反应进行的方向是不全面的。
学问点一自发过程与自发反应1．下列过程是非自发的是()A．水由高处向低处流B．自然气的燃烧C．铁在潮湿的空气中生锈D．水在室温下结冰答案 D解析自然界中水由高处向低处流、自然气的燃烧、铁在潮湿的空气中生锈、冰在室温下溶化，都是自发过程，其逆过程都是非自发过程。
2．试验证明，多数能自发进行的反应都是放热反应。
对此说法的理解正确的是()A．全部的放热反应都是自发进行的B．全部的自发反应都是放热的C．焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素D．焓变是确定反应是否具有自发性的惟一判据答案 C解析多数能自发进行的反应都是放热反应，但并不是全部能自发进行的反应都是放热反应，既然说“多数”，必定存在特例，所以只能说焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素，但不是惟一因素。
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 。
第二章 化学反应与能量变化(知识点总结)
第二章 化学反应与能量变化 班级 姓名 第一节 化学能与热能1、化学反应的本质：旧化学键的断裂，新化学键的生成过程。
化学键的断裂需要吸收能量，化学键的形成会释放能量。
任何化学反应都会伴随着能量的变化。
①放出能量的反应：反应物的总能量 ＞ 生成物的总能量②吸收能量的反应：反应物的总能量 ＜ 生成物的总能量2、能量守恒定律：一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途径和能量形式可以不同，但是体系包含的总能量不变。
化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化，即吸热或者放热。
3、常见的放热反应：①所有的燃烧反应；②酸碱中和反应；③活泼金属与酸（或水）的反应；④绝大多数的化合反应；⑤自然氧化（如食物腐败）。
常见的的吸热反应：①铵盐和碱的反应；②绝大多数的分解反应。
第二节 化学能与电能1、一次能源：直接从自然界取得的能源。
如流水、风力、原煤、石油、天然气、天然铀矿。
二次能源：一次能源经过加工，转换得到的能源。
如电力、蒸汽等。
2、原电池：将化学能转化为电能的装置。
右图是铜锌原电池的装置图。
①锌片（负极反应）：22Zn e Zn -+-=，发生氧化反应；铜片（正极反应）：222H e H +-+=↑，发生还原反应。
总反应：Zn+2H +＝Zn 2++H 2↑②该装置中，电子由锌片出发，通过导线到铜片，电流由铜片出发，经过导线到锌片。
③该装置中的能量变化：化学能转化为电能。
④由活泼性不同的两种金属组成的原电池中，一般比较活泼的金属作原电池的负极（发生氧化反应），相对较不活泼的金属作原电池的正极（发生还原反应，正极电极本身不反应！）。
⑤构成原电池的四个条件：1、自发的氧化还原反应；2、活泼性不同的两个电极（导体）；3、有电解质溶液；4、形成闭合回路。
第三节 化学反应速率和限度1、化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
浓度常以mol/L 为单位，时间常以min 或s 为单位。
化学反应的方向及判据知识点
一、知识点反应条件对化学平衡的影响（1）温度的影响：升高温度，化学平衡向吸热方向移动；降低温度，化学平衡向放热方向移动。
（2）浓度的影响：增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。
（3）压强的影响：增大压强，化学平衡向气体分子数减小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体分子数增大的方向移动。
（4）催化剂：加入催化剂，化学平衡不移动。
二、知识梳理考点1：反应焓变与反应方向1.多数能自发进行的化学反应是放热反应。
如氢氧化亚铁的水溶液在空气中被氧化为氢氧化铁的反应是自发的，其△H（298K）==－444.3kJ·mol—12.部分吸热反应也能自发进行。
如NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)==CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l)，其△H （298K）==+37.30kJ·mol—1。
3.有一些吸热反应在常温下不能自发进行，在较高温度下则能自发进行。
如碳酸钙的分解。
因此，反应焓变不是决定反应能否自发进行的唯一依据。
考点2：反应熵变与反应方向1.熵：描述大量粒子混乱度的物理量，符号为S，单位J·mol—1·K—1，熵值越大，体系的混乱度越大。
2.化学反应的熵变（△S）：反应产物的总熵与反应物总熵之差。
3.反应熵变与反应方向的关系（1）多数熵增加的反应在常温常压下均可自发进行。
产生气体的反应、气体物质的量增加的反应，熵变都是正值，为熵增加反应。
（2）有些熵增加的反应在常温下不能自发进行，但在较高温度下则可自发进行。
如碳酸钙的分解。
（3）个别熵减少的反应，在一定条件下也可自发进行。
如铝热反应的△S==—133.8J·mol—1·K—1，在点燃的条件下即可自发进行。
考点3：熵增加原理以及常见的熵增过程1.自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫熵增加原理，也是反应方向判断的熵判据。
高一化学人教版必修二第二章第2节《化学能与电能》知识点总结
第2节 化学能与电能一、能源的分类1.化学能间接转化为电能(在能量的转化过程中存在能量的损失)—比如火力发电 ①转化过程火力发电是通过化石燃料的燃烧,使化学能转化为热能,加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机,然后带动发电机发电.燃煤发电是从煤中的化学能开始的一系列能量转化过程.化学能−−→−燃烧热能−−→−蒸汽机械能−−→−发电机电能 ①转化原理燃烧(氧化还原反应)是使化学能转化为电能的关键.因此燃烧一定发生氧化还原反应,氧化还原反应必定有电子的转移,电子的转移引起化学键的重新组合,同时伴随着体系能量的变化. 拓展点1:火力发电的优缺点优点:①我国煤炭资源丰富①投资少,技术成熟,安全性能高缺点:①排出大量的能导致温室效应的气体CO 2以及导致酸雨的含硫氧化物,比如SO 2①消耗大量的不可再生的化石燃料资源①能量转化率低①产生大量的废渣、废水.2.化学能直接转化为电能(在能量的转化过程中不存在能量的损失)—原电池(将氧化还原反应所释放的化学能直接转化为电能)(1)原电池的工作原理实验现象产生的原因分析2+会逐渐溶解,而由Zn失去的电子则由Zn片通过导线流向Cu片,因此Zn片上会带有大量的正电荷,Cu片上会带有大量的负电荷,而电解质溶液中含有阳离子(H+、Zn2+)以及阴离子(OH-、SO42-),由于正负电荷相互吸引,所以电解质溶液中的阳离子会移向Cu片去中和Cu片上带负电荷的电子,阴离子则移向Zn片去中和Zn片上的正电荷,但是由于溶液中的H+得电子能力比Zn2+强,所以H+就移向Cu片去获得Cu片上由Zn片失去的电子而被还原为H原子,H 原子再结合成H分子即H2从Cu片上逸出,因此Cu片上有无色气泡产生.通过电流表指针发生偏转并且指针偏向于Cu片这一边,可以得出该装置产生了电流(而电流的形成是因为电子发生了定向移动),并且电流移动的方向与电子移动的方向相反,所以电流是从Cu片流出,Zn片流进,即Cu片作为正极;Zn片作为负极.原电池工作原理的总结归纳:①原电池中电流的流向:正极→负极①原电池中电子的流向:负极→导线→正极(注意:在该过程中,电子是永远都不会进入到电解质溶液中,因为电子只在金属内部运动并且电解质溶液中的自由移动的阴阳离子也不能在导线中通过)①原电池中电解质溶液中阴、阳离子的移动方向:阳离子→正极阴离子→负极①原电池工作原理的本质:发生自发的氧化还原反应即将氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动,将化学能转化为电能的形式释放.(所谓自发就是指该氧化还原反应不需要借助外在的力量即本身就能够自己发生)①原电池中的负极发生氧化反应,通常是电极材料或还原性气体失去电子被氧化,电子从负极流出;原电池的正极发生还原反应,通常是溶液中的阳离子或O2等氧化剂得到电子被还原,电子流入正极.(2)原电池的构成条件(两极一液一回路,反应要自发)①两极:正极和负极是两种活泼性不同的电极材料,包括由两种活泼性不同的金属材料构成的电极或者是由一种金属与一种非金属导体(如石墨)构成的电极,一般活泼性较强的金属作为负极.①一液(电解质溶液):包括酸、碱、盐溶液.①一回路(构成闭合的电路):即两电极由导线相连或直接接触以及两电极必须插入到同一种电解质溶液中或者分别插入到一般与电极材料相同的阳离子的两种盐溶液中,两盐溶液之间用盐桥相连形成闭合回路.比如以下装置:①氧化还原反应要自发:指电解质溶液至少要与作为负极的金属电极材料发生自发的氧化反应.(3)电极反应式①定义:原电池中的正极和负极所发生的反应①电极反应式的书写方法:补充:复杂电极反应式的书写如CH4碱性燃料电池负极反应式的书写:CH4＋2O2＋2OH－===CO2－3＋3H2O……总反应式2O2＋4H2O＋8e－===8OH－……正极反应式CH4＋10OH－－8e－===7H2O＋CO2－3……负极反应式注意:①电极反应式的书写必须遵守离子方程式的书写要求,比如难溶物、弱电解质、气体等均应写成化学式形式.①注意电解质溶液对正、负极反应产物的影响.如果负极反应生成的阳离子能与电解质溶液中的阴离子反应,则电解质溶液中的阴离子应写入电极反应式中,例如Fe与Cu在NaOH溶液中形成原电池,负极反应式为:Fe+2e-+2OH－=Fe(OH)2.三、原电池的应用(1)比较金属的活动性强弱①原理:一般原电池中活动性较强的金属作负极,活动性较弱的金属作正极.①应用:比如A、B两种金属用导线连接或直接接触后插入到稀H2SO4电解质溶液中,若A极溶解,B极有气泡产生,由此可判断A是负极,B是正极,活动性:A>B.(2)加快氧化还原反应的速率①原理:在原电池中,氧化反应与还原反应分别在两极进行,溶液中的粒子运动时相互间的干扰小,从而使化学反应速率加快.①应用:比如实验室中用Zn和稀H2SO4制取H2时,通常滴入几滴CuSO4溶液,能够加快产生H2的速率.原因在于Zn 与置换出的Cu构成了原电池,加快了反应的进行.(3)防止金属被腐蚀(比如要保护一个铁闸,可用导线将其与一Zn块相连,使Zn作原电池的负极,铁闸作正极)补充:金属腐蚀①定义:指金属或合金与周围接触到的气体或液体发生化学反应,使金属失去电子变为阳离子而消耗的过程.②金属腐蚀的分类:化学腐蚀和电化学腐蚀在金属腐蚀中,我们把直接发生氧化还原反应且不构成原电池的腐蚀称为化学腐蚀;而由不纯的金属与电解质溶液接触时形成的原电池反应而引起的腐蚀称为电化学腐蚀,电化学腐蚀又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀:在潮湿的空气中,钢铁表面吸附一层薄薄的水膜,里面溶解了少量的O2、CO2等气体,含有少量的H＋和OH－从而形成电解质溶液.A.当电解质溶液呈中性、弱碱性或弱酸性时,它跟钢铁里的Fe和少量的C形成了无数个微小的原电池,Fe作负极,C 作正极,因此钢铁发生吸氧腐蚀.电极反应式为:负极(Fe):2Fe-4e-=2Fe2+ 正极(C):O2+2H2O+4e-=4OH－总反应式为:2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2B.当电解质溶液的酸性较强时,钢铁则发生析氢腐蚀.电极反应式为:负极(Fe):Fe-2e-=Fe2+ 正极(C):2H＋+2e-=H2↑总反应式为:Fe+2H+=Fe2+ +H2↑(4)制作各种化学电源(比如制作干电池、铅蓄电池、新型高能电池等)(5)设计制作原电池①设计电路原电池的设计要满足构成原电池的四个条件:(a)由两种活动性不同的金属或由一种金属与其他导电的材料(非金属或某些氧化物)作为电极材料;(b)两个电极必须浸在电解质溶液中;(c)两个电极之间要用导线连接形成闭合回路;(d)有自发进行的氧化还原反应.②电极材料的选择电池的电极必须导电.电池中的负极必须能够与电解质溶液反应,容易失去电子,因此负极一般是活泼的金属材料.正极和负极之间只有产生电势差,电子才能定向移动,所以正极和负极一般不用同一种材料.③电解质溶液的选择电解质是使负极材料放电的物质.因此电解质溶液一般要能够与负极发生反应,或电解质溶液中溶解的其他物质与负极发生反应(如空气中的O2).但是如果两个半反应分别在两个容器中进行(中间连接盐桥),则左、右两个容器中的电解质溶液一般选择与电极材料相同的阳离子的盐溶液.比如Cu-Zn-硫酸盐原电池中,负极金属Zn浸泡在含有Zn2+的电解质溶液中.④设计示例拓展点2:原电池的正、负极的判断方法(1)根据组成原电池两电极的材料判断:一般是活泼性较强的金属作为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金属作为正极.(2)根据电流方向或电子流动的方向判断:电流方向(在外电路)是由正极流向负极,电子的流动方向是由负极流向正极.(3)根据原电池中电解质溶液内阴、阳离子的定向移动方向判断:在原电池的电解质溶液中,阳离子移向正极,阴离子移向负极.(4)根据原电池两电极发生的反应类型判断:原电池的负极总是失电子发生氧化反应,其正极总是得电子发生还原反应.(5)根据电极质量的变化判断:原电池工作后,X极质量增加,说明溶液中的阳离子在X极(正极)放电,X极活动性弱;反之,X极质量减少,说明X极金属溶解,X极为负极,活动性强.(6)根据电池中的现象判断:若某电极上有气泡冒出,则是因为析出了H2,说明该电极为正极,活动性弱.上述判断方法可简记为:特别提醒:①在判断原电池正、负极时,不能只根据金属活泼性的相对强弱判断,有时还要考虑电解质溶液,比如Mg、Al和NaOH溶液构成的原电池中,由于Mg不与NaOH溶液反应,虽然金属性Mg>Al,但是在该条件下却是Al作负极.因此要根据具体情况来判断正、负极.又比如说Fe、Cu在稀H2SO4溶液中,Fe作负极,Cu作正极;而Fe、Cu在浓HNO3溶液中,Fe作正极,Cu作负极.①原电池的负极材料可以参加反应,表现为电极溶解,但有的原电池(比如燃料电池)负极材料不参加反应;原电池的正极材料通常不参加反应.四、发展中的化学电源1.化学电源的分类2PbSOSO4放电充电锌银蓄电池的负极是锌,正极是Ag电极反应:O+H O+2e- =2Ag+2OH2Ag+Zn(OH)2Zn+Ag2O+H2O放电充电五、燃料电池燃料电池是一种能连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池.燃料电池的最大优点在于能量转化率高,可以持续使用,无噪音,不污染环境.燃料电池的电极本身不参与氧化还原反应,只是一个催化转化元件.它工作时,燃料和氧化剂连续地由外部供给,在电极上不断地进行反应,生成物不断地被排出,于是电池就连续不断地提供电能.(1)氢氧燃料电池2H+O=2H O1)燃料电池正极反应式的书写因为燃料电池正极反应物一般是O2,即正极都是氧化剂—O2得到电子的还原反应,故正极反应的基础都是O2+4e-=2O2-,O2-的存在形式与燃料电池的电解质的状态以及电解质溶液的酸碱性有着密切的联系.①电解质为酸性电解质溶液(如稀硫酸)在酸性环境中,O2-离子不能单独存在,可供O2-离子结合的微粒有H+离子和H2O,O2-离子优先结合H+离子生成H2O.这样在酸性电解质溶液中,正极反应式为O2＋4H++4e-=2H2O.①电解质为中性或碱性电解质溶液(如氯化钠溶液或氢氧化钠溶液)在中性或碱性环境中,O 2-离子也不能单独存在,O 2-离子只能结合H 2O 生成OH -离子,故在中性或碱性电解质溶液中,正极反应式为O 2＋2H 2O +4e -=4OH -.①电解质为熔融的碳酸盐(如Li 2CO 3和Na 2CO 3熔融盐混和物)在熔融的碳酸盐环境中,O 2-离子也不能单独存在,O 2-离子可结合CO 2生成CO 32-离子,则其正极反应式为O 2＋2CO 2 +4e -=2CO 32-.①电解质为固体电解质(如固体氧化锆—氧化钇)该固体电解质在高温下可允许O 2-在其间通过,故其正极反应为O 2+4e -=2O 2-.2)燃料电池负极反应式的书写燃料电池负极反应物种类比较繁多,可为氢气、水煤气、甲烷、丁烷、甲醇、乙醇等可燃性物质.不同的可燃物有不同的书写方式,要想先写出负极反应式相当困难.一般燃料电池的负极反应式都是采用间接方法书写,即按上述要求先正确写出燃料电池的总反应式和正极反应式,然后在电子守恒的基础上用总反应式减去正极反应式即得负极反应式.比如以H 2、C 3H 8为燃料的碱性电池为例说明如下: H 2-2e - =2H +或H 2-2e -+2OH -=2H 2O;C 3H 8−−→−--e 203CO 2−−→−-OH 63CO 32-(3个C 整体从-8价升高到+12价,失去20e -),则有:C 3H 8-20e -+aOH -=3CO 32-+bH 2O,由电荷守恒知a=26;由H 原子守恒知b=17,所以电极反应式为C 3H 8-20e -+26OH -=3CO 32-+17H 2O(3)燃料电池与一次电池、二次电池的主要区别①氧化剂与燃料在工作时不断地由外部供给.①生成物不断地被排出.(4)废弃电池的处理废弃电池中含有重金属和酸碱等有害物质,随意丢弃,对生态环境和人体健康有很大的危害.若把它当作一种资源,加以回收利用,既可以减少对环境的污染,又可以节约资源.因此,应当重视废弃电池的回收.。
化学必修二(sj)2.2.1化学反应中的热量变化预学案
专题2 化学反应与能力转化第二单元化学反应中的热量第1课时化学反应中热量变化课程学习目标：1、了解吸热反应和放热反应，知道常见放热反应和吸热反应；2、会从总能量和键能的角度分析放热反应和吸热反应，既化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因学习重点常见放热反应和吸热反应学习难点从总能量的角度分析放热反应和吸热反应知识体系梳理：若E（反应物）总能量＞E（生成物）总能量，为反应。
若E（反应物）总能量＜E（生成物）总能量，为反应。
课前预习：1．化学反应都伴随着的变化。
有些反应需要吸收能量，反应中能、能、能等转化为能，有些反应能够放出能量，反应中能转化为能、能、能等。
2.化学反应中的能量变化主要表现为的放出或吸收。
一、放热反应和吸热反应1.定义：放热反应：热量的反应，吸热反应：热量的反应二、化学键与化学反应中能量变化的关系化学键：_____________________________________________键能：拆开1 mol某键所需的能量叫键能。
单位：kJ/mol。
化学键的形成蕴涵着能量变化，在进行反应时化学键要断裂要吸收能量，反应后形成新化学键要放出能量，反应前反应物能量与反应后生成物能量一定不相等。
三、热化学方程式1.定义：表明反应中或的热量的化学方程式叫热化学方程式。
不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的热量变化2. △H单位: △H小于0表示反应△H大于0表示反应3.书写时：a．标明物质的状态，用、、分别代表气态（gas）、液态 (liquid)、固态(solid)。
b .用△H 标明反应放出或吸收的热量，放热为，吸热为。
此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1.常见放热反应和吸热反应（各举一例）常见放热反应：（1）所有燃烧反应及缓慢氧化（2）酸碱中和反应（3）活泼金属与水或酸的反应产生氢气（4）金属氧化（5）大多数化合反应（6）铝热反应2.常见吸热反应：①大多数分解反应②氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应3.1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H= 。
第二章化学反应进行的方向1
2. 熵变
a A d D g G h H
r S vB S (生成物) vB S (反应物)
θ m θ m θ m
熵变等于各组分的标准熵与化学计量数乘积的加和
Δr S
θ m
B
B
S m ( B)
EX.求298K时反应的熵变
1
CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 92.9 39.75 213.6 ΔrSmθ =160.45 J mol-1K-1
Δr SΘm＝21.99J· mol-1 · K-1 Δr HΘm=6006.6J· mol-1
(1) Pθ，273.15K时，冰水共存，处于平衡状态，此时△H=T△S (2) 当T>273.15K， △H＜T△S。H2O(s) H2O(l)的过程能够自发进行。
(3) 当T<273.15K 时，△H＞T△S。H2O(s) H2O(l)的过程难以自发进行。
例6
2NH3（g）＝N2（g）+3H2（g） Δr HΘm＝92.2kJ· mol-1 >0 吸热反应 能自发进行吗？
当T>464.0K时可以自发进行。
该反应在低温下确实不能自发进行， 零的，但反应确可自发进行。
根据我们前面讲的，焓变随温度变化不大，当T>464.0K时，Δr HΘm仍然是大于
高温时吸热并可自发进行，而低温时则反向放热进行 以反应的焓变 (ΔrHm) 作为反应自发性的判据。 认为在等温等压条件下，当: ΔrHm < 0时, 化学反应自发进行.
曾试图以反应的焓变 (ΔrHm) 作为反应自发
性的判据。认为在等温等压条件下，当:
ΔrHm < 0时, 化学反应自发进行. ΔrHm > 0时, 化学反应不能自发进行.
专题2化学反应速率和化学平衡 第二单元 化学反应的方向和限度知识点归纳
专题2 化学反应速率与化学平衡第二单元化学反应的方向和限度知识点复习一、化学反应方向（一）自发过程和自发反应自发过程具有的特点：①能量角度体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②混乱度角度体系趋向于从有序状态转变为无序状态。
（二）化学反应进行的方向与焓变、熵变的关系1.自发反应与焓变的关系多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的焓判据放热反应过程中体系能量降低，具有自发进行的倾向焓变与反应自发性的关系若该反应为放热反应，即ΔH＜0，一般能自发进行；若该反应为吸热反应，即ΔH＞0，一般不能自发进行局限性有些吸热反应也能自发进行，所以焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
2.化学反应进行的方向与熵变的关系(1)熵的概念自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，体系的混乱度增大。
体系的混乱度常用熵来描述，熵的概念是表示体系的混乱或无序程度的物理量，其符号为S。
熵值越大，体系的混乱度越大。
(2)影响熵大小的因素①同一条件下，不同的物质熵值不同。
②同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)>S(l)>S(s)。
③气态物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大。
(3)熵判据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(符号ΔS)大于零，这个原理叫做熵增原理。
在用熵变来判断过程的方向时，就称为熵判据。
①当ΔS>0时，反应为熵增反应，在一定条件下能自发进行。
如2H2O2(aq)===2H2O(l)＋O2(g)在常温下能自发进行。
②当ΔS<0时，反应为熵减反应，在一定条件下不能自发进行。
但如NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)也能自发进行。
(4)反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
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第二章化学反应的能量和方向预习预习问题:1. 热力学研究的主要对象是什么？什么是化学热力学？2. 热力学第一律的基本含义是什么？3. 热力学基本概念:系统和环境,热力学温度,热和功,状态与过程,广度及强度性质,热力学标准态,状态函数。
4.什么是热力学能？热力学第一定律的数学表达式是什么？5.什么是焓和标准摩尔焓变？其物理意义是什么？6.什么是等容热效应和等压热效应？它们是否是状态函数？7.什么是自由能和标准摩尔自由能？什么是熵和标准摩尔熵？它们的物理意义是什么？8.等温等压条件下系统自发过程的判据是什么?9.盖斯定律的含义是什么？如何应用盖斯定律计算化学反应的△r Hm, △rSm和△r Gm？10.如何应用吉布斯-亥姆霍兹公式判断化学反应的自发性方向与温度的关系,计算化学反应的热力学分解温度？预习提示：热力学——是专门研究能量相互转化过程中所遵循的规律的科学。
化学热力学——用热力学的定理,原理和方法来研究化学过程以及伴随这些过程而发生的物理变化的学科。
化学热力学主要从宏观的角度研究化学反应的能量变化,化学反应的方向,可能性等问题.它不仅可以用来分析各种无机化合物的物理化学性质,而且也能阐明无机化学中与化学反应有关的许多平衡问题。
化学热力学要解决化学反应中的三个问题:1.某混合物能否在一定的条件下发生化学反应(化学反应的方向)。
2.如果发生化学反应,伴随该反应有多少能量变化(化学反应中能量如何转化)。
3. 如果化学反应能够进行,在一定条件下达到的平衡状态如何？转化率有多大？(化学反应进行的限度)。
.系统与环境:1.系统(体系):被研究的物质对象,包含一定种类和一定数量的物质.系统可分为:(1)孤立系统——体系与环境之间既没有物质交换又没有能量交换(理想体系);(2)敞开(开放)系统——体系与环境之间既有物质交换又有能量交换;(3)封闭系统——体系与环境之间没有物质交换但有能量交换。
环境: 系统以外的(与体系密切相关的)其他部分称为环境。
(举例说明) 一个盛水的敞口的瓶(敞开体系),因为既有热量的交换,又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解等;如在此瓶口盖上瓶塞(封闭体系),因此时只有热量交换;如将此广口瓶换为带盖的杜瓦瓶(孤立体系),由于瓶内外既没有物质的交换又没有能量的交换。
2.系统的性质根据系统中物质的量的关系,系统的性质可分为两类:(1)广度性质(亦称容量性质):与系统中物质的量成正比的物理量(如体积,质量等),具有加和性.(2)强度性质:其数值不随系统中物质的量变化而变化的物理量(如温度,浓度,密度,热容,压力等),它仅由系统中物质本身的特性所决定, 没有加合性.状态和过程状态函数1.状态:状态是系统的总性质,由压力,温度,体积和物质的量等物理量所确定下来的系统存在的形式称为系统的状态。
也就是说一个系统的物理性质和化学性质都确定了,就称为一个状态。
如:气体的状态可由压力,体积,温度及各组分物质的量等物理量来决定。
如果其中的一个或多个物理量发生改变时,系统即由一种状态(如始态)变为另一种状态(如终态)。
2.过程: 状态变化的经过称为过程。
如等温过程: T= T2 – T1 =0等压过程: P= P2 – P1 =0等容过程: V= V2– V1 =0 可逆过程:无限接近平衡态的过程。
自发过程:自然发生的过程,它是一个理想过程。
非自发过程:不能自发发生的过程。
3.热力学标准态:系统中各气体分压为标准压力p ,溶液中各溶质的浓度为1mol L-1时的状态。
4.状态函数: 确定系统状态的物理量称为状态函数.对于一个系统来说,当其处于不同状态时,其性质必然有所不同.这些用来描述规定状态的性质用数学术语来讲称它们为"状态函数"。
5.状态函数的特点:状态函数只与系统的始态和终态有关,而与变化的过程无关。
状态一但确定,其值也就确定了.相——一系统中物理性质完全均匀的部分.热和功1.热力学温度(单位:K)2.热:系统与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热, 用Q表示。
规定:系统从环境吸热,Q为正值; 系统向环境放热,Q为负值。
3.功:除热之外的其它能量传递形式叫做功,用W表示。
规定: 环境对系统做功,W为正值; 系统对环境做功,W为负值.膨胀功(体积功): W = – PΔV 单位: kJ有用功(其它功):除膨胀功以外的功.如机械功,电功,表面功等.热力学的四个重要状态函数1.热力学能(U)——体系内部一切能量的总和.包括分子运动的动能,分子间的位能以及分子,原子内部所蕴藏的能量.U:① 是状态函数;②具有广度性质(加和性,与物质的量成正比);③其绝对值无法测定.但是,体系状态发生改变时,体系和环境有能量交换,有热和功的传递,因此可以确定体系热力学能的变化值△U(△U=U2–U1 ,只决定于系统的始终态),其值可以从过程中体系与环境能量传递的功和热的数值来求得。
热力学第一定律:能量具有不同的形式,它们可以从一种形式转变为另一种形式,而且在转化及传递过程中能量的总值不变。
热力学第一定律的数学表达式为:△U=Q+W设一封闭体系在变化中只做膨胀功W= -p V ,不做其它功,则热力学第一定律可表示为:U=Q – p V ( V=V2-V1 )若体系变化是等容过程( V=0),即没有膨胀功(W=0), U=QvQv为等容过程的热效应,此式表明在等温等容不做膨胀功的条件下体系在等容过程中所吸收的热量全部用来增加体系的内能。
2.焓(H)和焓变( H )由热力学第一定律: ΔU = Q + W若等温等压条件下体系对环境作功,p为定值,则:W = - pΔV = - p(V2–V1)= –RT∑νB(g)U=Qp +W=Qp-p(V2-V1)U 2-U1=Qp-p(V2-V1)=Qp-pV2+pV1Q p =(U2+pV2)-(U1+pV1)U,p,V都是体系的状态函数,因此它们的组合(U+pV)也是状态函数.在热力学上,将(U+pV)定义为新的状态函数,叫做焓,用H来表示: △H=U+pVQ p =(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=△ H同样, H:① 是状态函数;②具有广度性质(加和性);③因内能U的绝对值无法测定,所以H的绝对值亦无法测定,我们也只研究焓变( H).式Qp =△H表明,在等温等压只做膨胀功时,体系的热效应QP在数值上等于体系的焓变 H ,且用△r Hm表示化学反应的标准摩尔反应焓变.例题1 用燃烧弹测出,氯气和氢气每合成1molHCl气体放出92.307kJ的热.求反应的焓变.标准摩尔生成焓(生成热)一种物质的标准摩尔生成焓是指"在热力学标态(1.01×105Pa和指定温度)下,由指定(通常是最稳定)单质生成1mol物质的等压反应热效应", 用符号△f H m表示.常用298K的数据。
并规定在热力学标态下稳定单质的标准摩尔生成焓为零. 如: △f Hm(O2) = 0化学反应的焓变:对于反应 a A + b B ==== c C + dD△r Hm= ∑νB△fHm(B)= ∑(νi △fHm生成物)-∑(νi△fHm反应物)3.熵与熵变熵:熵是体系混乱度(或无序性)的量度(微观实质),以S表示 .始态有较高的"有序性";混合后有序性就降低了,也就是说混合过程中气体存在状态的"混乱度"增加了。
(统计热力学上用Ω代表混乱度):S = klnΩ熵的物理意义和性质:①熵(S)是可逆过程的热温商(QR/T)②熵(S)是状态函数,具有广度性质(加和性)③熵(S)不是能量,乘以温度才具有能量的量纲④根据热力学第三定律:0K时,任何物质完美晶体的熵值为零,因此,熵的绝对值可以求得熵增加原理:孤立系统内的自发过程都是向着熵增加的方向进行的.标准熵:热力学标态下1mol纯物质的熵值,符号Sm 单位J·K-1·mol-1影响熵的因素:①物质的聚集状态S(g) S(l) S(s)②物质的结构越复杂,构象越丰富,分子量越大,熵越大.③系统的温度越高,压力越大,熵越大.化学反应的熵变(反应熵△r Sm ):4.(吉布斯)自由能和化学反应的方向化学热力学讨论化学反应的热效应外,还要讨论化学反应的方向和限度问题.通常用状态函数吉布斯自由能(G)的变化量 G来讨论.吉布斯自由能G:表示封闭系统在等温等压条件下向环境所做的最大有用功的本领。
自由能变△G: G = G 终态 - G 始态化学热力学的应用一,盖斯(G.H.Hess)定理及其应用1. 盖斯定理:1840年盖斯在总结了大量实验结果的基础上,提出一条规律:在等压或等容条件下,一个化学反应不论是一步完成或分几步完成,其热效应总是相同的.二,吉布斯-亥姆霍兹方程及其应用1.吉布斯-亥姆霍兹方程:G= H-T S因 H和 S随温度的变化较小,在无机化学中可做近似处理,即忽略温度的影响:△r G(T) ≈△rH(298K) - T △rS(298K)在标准状态下:△r Gm(T) ≈△rHm(298K) - T △rSm(298K)2.应用示例:计算化学反应的热力学分解温度。