大专-无机化学-药学类

熵：混乱度（系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度增大有利于反应自发地进行
定义：热力学中把描述体系混乱度的状态函数叫做熵(entropy)，符号为 S，单位为 J·K-1。 物理意义：熵是由大量粒子构成的体系微观状态数的量度，体系的熵值越大，表示体系
的混乱度越大。 性质：熵是体系的容量性质，熵值的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。
过程（process）：体系状态发生变化时，状态变化的经过叫做过程 途径（path）：状态变化所经历的具体步骤和方式
第二节 热力学第一定律 热和功（热力学中能量传递的形式）
热（heat）定义：由于温度差而引起的体系和环境之间进行的能量传递形式; 符号：用符号 Q 表示 ，单位焦（J）或千焦（KJ）; 规定：体系从环境吸热，Q >0 体系向环境放热，Q <0 热与过程有关，为过程变量，不是状态函数; 热的本质：体系内部粒子无序运动的反映;
时，则△Sθ>0； ④ 反应中消耗固体产生液体时，△Sθ>0 △rSmθ>0，有利于反应正向自发进行
吉布斯自由能：G=H-TS（G：定义的新函数，吉布斯自由能，状态函数，free energy）
性质：A、G，△G 是状态函数，是容量性质，具有加和性
B、绝对值无法测知，用△H 相似处理方法来处理
C、正逆过程的△G 数值相等，符号相反
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准摩尔熵，其符号为：Smθ(B,相态,T) ，单位是 J·K-1·mol-1 也可用 STθ表示；若 T=298K，则简写为 Sθ 影响熵值的因素：A、同一种物质，
B、物质的熵值随温度升高而增大。 C、压力减小，熵值增加；但对液态、固态物质的熵值影响较小。 D、一个分子的原子数越多，熵值越大；原子数相同时，相对分
热力学能 定义：热力学能也称内能，是热力学体系内部所具有的能量，包括体系中分 子、原子或离子等质点的动能，各质点相互吸引或排斥而产生的势能， 以及各质点内部电子的能量、核能等。用符号 U 表示，单位 kJ 或 J 性质:内能是状态函数，内能的变化只与体系的始态和终态有关，而与过 程的具体途径无关，且为容量性质，具有加和性 内能的绝对值目前无法确定，但它的变化值（△U=U2-U1）可以通过 体系与环境能量传递的功和热的数值来求出
Ea = E* - E，Ea：活化能、E*：活化分子平均能量 、E：反应物分子的平均能量 活化分子百分数越大，则有效碰撞次数越多，反应速率就越快。 Ea 越小，化学反应速率就越大
化学反应速率主要取决于：单位体积内活化分子数有效碰撞的机率
反应自发性的判断：封闭体系在恒温恒压条件下，体系吉布斯自由能的减少等于体
系对外所做的最大有用功。
ΔG= –W’最大
判断依据： ΔG<0
自发过程，反应能向正方向进行
ΔG=0
平衡状态
ΔG>0
非自发过程，反应能向逆方向进行
这样，吉布斯能变ΔG 就可以作为判断反应或过程能否自发进行的统一的衡量标准。
第二章 化学反应速率
特点：A、自发过程都是单向的，有明显的方向性；其逆过程是非自发过程，不能 自动进行，除非人们对它做功。
B、自发过程的进行有一定的限度，即平衡态公理：一个孤立体系，在足够 长的时间内必将趋于唯一的平衡态，而且永不能自动离开它。
C、自发过程都可以用来做功。 许多放热反应能够自发进行，但有些吸热反应也能自发进行 两种基本规律控制着自然界所有自发过程的方向： A、体系倾向于取得较低的能量状态 B、体系倾向于取得较大的混乱度
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第一章 化学热力学基础
热力学：研究自然界各种形式的能量之间相互转换的规律以及能量转换对物质性能影响的
科学 化学热力学：用热力学原理和方法研究化学现象以及与化学现象有关的物理现象的分支叫做
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 和限度等问题
第一节 化学反应速率
速率
定义：用来衡量化学反应进行快慢的尺度
表示方法：用单位时间（如每秒，每分，每小时）内反应物浓度的减小或生成
物浓度的增大来表示。
表达式：v = △c/△t
v = △n/(V·△t)
化学反应速率常用单位:mol/(L·s) 或 mol/(L·min)
结论： A、 同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明
△rHm =－393.5kJ/mol
△rHm ：标准摩尔焓变
r: reaction
m: 反应进度为 1mol
θ:热力学标准状态
书写热化学方程式的注意事项:
⑴、注明反应的温度和压力热效应一般用△rHmθ(T) 或△Hθ(T) 表示、不注
明温度即表示 298K 时的热效应
⑵、注明反应物和生成物的聚集状态 g-气态； l-液态 ；s-固态，且注明固体
的系数＋化学式”；所以不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同
⑷、正逆反应的 rHm 数值相等，符号相反
盖斯定律：一个化学反应能分解成几步来完成，总反应的焓变等于各分反应的焓变
之和
例题：已知 298.15K 下，反应：
C(s)+O2(g)→CO2(g) CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g)
△rHm ,1=－393.3 kJ mol-1 △rHm ,2=－282.8 kJ mol-1
状态（state）定义：体系的物理性质和化学性质的综合表现。即由一系列表征体系性质的 物理量（如压力、温度、体积等）所确定下来的体系的存在形式称为 体系的状态
状态函数（state function）定义：确定体系状态的物理量称为状态函数 状态函数的特征：①体系状态一定，状态函数的值一定；
②体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的始态和终态，与变化 途径关；
子质量越大，物质的熵值越大。 化学反应的熵变：是产物的熵值与反应物熵值之差，
△rSmθ =∑njSmθ(产物)－∑niSmθ(反应物) 笔记：因为熵是状态函数，只与始态、终态有关，故一个反应不管是一步
完成还是分几步完成，总熵值不变，即盖斯定律同样适用于反应熵 变的计算 规律：① 凡反应过程中气体计量系数增加的反应，反应△Sθ>0； ② 凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的△Sθ<0 ； ③ 对于不涉及气体的反应，当反应前后总摩尔数增加（足够大）
在恒压反应过程中，体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的热焓 △H=QP： H＜0 的过程，反应放热 H＞0 的过程，反应吸热
正向反应与逆向反应的热效应数值相同，符号相反
盖斯定律
热化学方程式:表示化学反应与其反应热(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式称
为热化学方程式
C(石墨) +O2(g) =CO2(g)
有不同晶型 用 aq 表示水溶液 、聚集状态不同时，△rHm 不同
2H2(g)+O2(g) →2H2O(g)
△rHm =－483.64kJ/mol
2H2(g)+O2(g) →2H2O(l)
△rHm =－571.66kJ/mol
⑶、反应热单位 kJ/mol，表示的是摩尔反应热 ，该处的基本单元为“化学式前
计算 298.15K 下，反应 C(s)+O2(g)→CO(g)的标准摩尔焓变？ 解 1：△rHm = △rHm ,1－ △rHm ,2=－110.5 kJ mol-1
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标准摩尔生成焓定义：在给定温度和标准状态下由最稳定的单质生成 1mol 某纯物质
时的反应热称为给定温度下该物质的标准摩尔生成热，用符号 △fHmθ(T)或△Hfθ(T)表示 注 意 ： 1). 规 定 处 于 标 态 下 各 最 稳 定 单 质 的 标 准 摩 尔 生 成 焓 都 为 零 2).对于有不同晶态的固体，只有最稳定单质的标准摩尔生成 焓才为零，并且最稳定单质是热力学指定的 3).反应物是最稳定单质；产物中只有一种物质，且系数为 1
热力学第三定律：在 0K 时，任何纯物质完整晶体的熵值等于零。即：S0=0 （下标“0”
表示绝对零度） 绝对熵（规定熵）：纯物质完整有序晶体温度变化 0K →TK
△S=ST－ S0 = ST ST---规定熵（绝对熵） 标准摩尔熵：在某温度 T 和标准压力下，1mol 某纯物质 B 的规定熵称为 B 的标
热力学第一定律（能量守恒定律） 定义：自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，可以从一种 形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和 传递的过程中能量的总值不变 ΔU=U2-U1=Q+W
第三节 热化学 化学反应的热效应定义：在等压或等容且体系只反抗外压做体积功的条件下，
化学反应发生后体系吸收或放出的热量叫做化学反应 的热效应或称反应热。用 Q 表示。 ΔU=U 产物-U 反应物=Q+W 等容反应热：体积不变的反应过程产生的反应热。符号：Qv 在等容过程中， V = 0，W = 0 →ΔU=Qv+W
↓ Qv = ΔU 在恒容反应过程中，体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的热力学能
ΔU>0,则 Qv>0 →反应是吸热反应 ΔU<0,则 Qv<0→反应是放热反应 恒压反应热：压力不变的反应过程的反应热。符号：Qp 当非体积功为 0 时，W=－PΔV
ΔU=Qp+W →ΔU = QP－PΔV QP=ΔU+PΔV
∵ P 始=P 终=P 外=P(等压） ∴ QP =ΔU+Δ(PV)
=(U2-U1)+(P2V2-P1V1)
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=(U2+P2V2)-(U1+P1V1) =Δ(U+PV)
焓：H=U+PV 焓变：△H= QP=ΔU + PΔV