浙江大学普通化学(第六版)第二章课件_化学反应的基本原理与_大气污染控制解剖
浙大版_普通化学第六版知识点归纳【通用】.ppt
（4）多重平衡规则： Kθ= Kθ1. Kθ2 3.化学反应等温方程式：
（1） ΔrGm(T) ＝ -RTlnK(T)
（2）ΔrGm (T)＝ RT lnJc/K
ΔrGm (T) ＝ RT lnJp /K
（3） ln Kθ(T)＝-ΔrHθm / RT +ΔrSθm / R
＝ （ ） ln K2θ
K1θ
➢ n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。
➢在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
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2.角量子数 l
角量子数 l 可表示原子轨道或电子云的形状。
l= 0, 1, 2, 3, …, (n-1) ➢ l=0时（s轨道），原子轨道或电子云呈球形分布； ➢ l=1时（p轨道），原子轨道的角度分布图为双球面，电子云 的角度分布的图为两个交于原点的橄榄形曲面； ➢ l=2（d轨道）及3（称f轨道）时,原子轨道的形状更为复杂。 ➢ 角量子数就表示同一电子层n的不同“电子亚层”。 ➢ n, l相同的各原子轨道属于同一 “电子亚层”，简称“亚 层”。
（2）生成沉淀（配离子）影响：氧化型形成沉淀 ，E↓；还原型形成沉淀 ，
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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4. 电动势E与△G的关系
-DrG =Welec,max
DrGm= --zFE 或 DrGmθ = --zFE θ
5.电极电势的应用
（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较 E（O/R) O氧化能力 R还原能力
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T＝298.15K）
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
大学化学绪论课件
大学与中学教学方法的不同
哪些是关键性的问题呢？
化学反应的性能，化学催化，生命过程中的化学问题等。总之， 化学已成为中心科学，与21世纪的四个重大课题（能源、材料、环境 和生命科学）都有关。
1、 化学的研究对象
原子 atom 亚分子 submolecule
分子 molecules 超分子 supramolecule
化学的定义：
31/51
化学9大类，77分支
无机化学8个 无机合成化学 无机物分离化学 元素无机化学 配位化学 金属簇化合物 物理无机化学 稳定同位素化学 无机固体化学 有机化学8个 有机合成 金属有机及元 素有机化学 天然产物化学 物理有机化学 分析化学16个 定性分析 容量分析 重量分析 原子光谱法 分子光谱法 电分析化学 色谱法 质谱分析 核化学与 放射化学 9个 环境 化学 8个 高分子 化学6个 材料 化学 3个 物理 化学 14个 生命 化学 5个
35/51
2-2.分析化学
测量和表征物质的组成和结构的分支学科。主要 包括成分分析和结构分析两个方面。结构分析更多地 涉及物理内容，故往往划归为物理化学的研究范畴。 以化学反应为基础的分析方法称为化学分析法， 是分析化学的基础； 主要内容包括：重量分析法和滴定分析法。 利用特定仪器并以物质物理化学性质为基础的分析 方法称为仪器分析法。 现代分析化学正向快速、准确、灵敏、微量、微 区、表面、自动等方向发展。主要内容包括： (1) 光谱分析； (2) 电化学分析； (3) 色谱分析; (4) 质谱分析；(5) 核磁共振；(6) 表面分析; (7) 放射化学分析; (8) 单分子(原子)检测； (9) 生 36/51 化分析等。
近年发现和发明的新物质层出不穷，如球碳、管碳、团 簇化合物、笼合物等。
第二章 化学反应的基本原理与大气污染
+ C(s) 0 5.740
解：Smθ（298K）值由大到小的顺序为 (d) Br2(g) 说明： （1）同一物质（Br2）气态时的熵值大于液态时的； （2）一般（相对分子质量接近时）液体的熵大于固体的熵； （3）一般说来，当温度和聚集状态相同时，分子或晶体结构较复杂（内部微观粒子较多）的物质的熵大于 分子或晶体结构较简单（内部微观粒子较少）的物质的熵。K(s)和 Na(s)的原子结构属同一族，K 的结构较 Na 的复杂。 5.定性判断下列反应或过程中熵变的数值是正值还是负值。 （1）溶解少量食盐于水中； (c) Br2(l) (e) KCl(s) (a) K(s) (b) Na(s)
69.91
－53.1
－10.75 －157.244
－ －1
ΔfG m （298K）/kJ·mol
θ
－1
－237.129 －553.58
Δr Smθ（298K）=∑υB Sm,Bθ（298K）= {2×（－10.75）+（－53.1）－39.75－69.91} J·mol 1·K = －184.3 J·mol 1·K
2+ + 2+
Байду номын сангаас
（4）AgBr(s) = Ag(s) +
1 Br2(l) 2
解： （1） Smθ（298K）/J·mol 1·K
－ －1
3Fe(s) + 4H2O(l) ＝ Fe3O4(s) + 4 H2(g) 27.28 0 69.91 －237.129 146.4 －1015.4 130.684 0
－ －1 －1
－1
Zn(s) + 2H (aq) = Zn (aq) + H2(g) 41.63 0 0 0 －112.1 －147.06 130.684 0
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。
浙江大学普通化学(第六版)第二章课件 化学反应的基本原理与 大气污染控制
普 通 化 学 教 案
自发变化的方 向
平衡条件
判据法名称
熵增加原理
最小自由能原理
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注意： ΔG的物理意义：系统提供有用功的本领。 -ΔG = -w' T ΔS维持系统一定混乱程度所需 能量，不能利用。 ΔG 可以利用的能量
ΔH = ΔG + T ΔS
普 通 化 学 教 案
-ΔG = -w'max
为此要考虑影响反应方向的因素，所以要引进新的热 力学状态函数熵S 和吉布斯函数G。这样，只要通过热 力学函数的有关计算而不必依靠实验，即可知反应能否 自发进行和反应进行的限度。
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1
反应的焓变
最低能量原理（焓变判据）： 1878年，法国化学家 M.Berthelot和丹麦化学 家 J.Thomsen提出：自发的化学反应趋向于使系统 放出最多的能量。
普 通 化 学 教 案
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混合后 混合前 图2.3 混合熵示意图
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热力学第二定律
在隔离系统中发生的自发反应必伴随着熵 的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值。 这就是自发过程的热力学准则，称为熵增加原 理。
普 通 化 学 教 案
ΔS隔离 ≥ 0
自发过程 平衡状态
(2.2)
这就是隔离系统的熵判据。
普 通 化 学 教 案
ΔG = ΔH – TΔS 或写成： Δr Gm = Δr Hm – TΔr Sm
式(2.6)称为吉布斯等温方程 (2.6)
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2.1.2
反应自发性的判断(ΔG)
ΔG = ΔH – TΔS
普通化学 化学反应的基本原理
1.自发过程 在一定条件下不需任何外力（或功） 便可自动进行的反应（或过程）
自发过程的特点(一)
(1)水往低处流； (2)热向低温物体传递； (3)电流向低电位点流动 ； (4)气体向低压处扩散。
这些物理自发过程的特点是什么？
自 发 过 程
水 流 热 的 传 导
1
已知：C(s)+ O2(g) →CO2 (g) Fe2O3+
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数 2.1.1 熵和吉布斯函数
3 C→2Fe+ 3 CO 2 2 2 都可以向右进行；
3 3 而 Al2O3+ C→2Al+ CO2 却不能发生。 2 2
1 那么： CO+NO→CO2+ N2 能否向右进行？ 2
限 度
判
据
△ h =0
△h <0（h2<h1）
电
△ T =0 流 △ E =0 △ p= 0
△T <0（T2<T1） △E <0（E2<E1）
气 体 扩 散
△p <0（p2<p1）
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。
化学反应自发的特点是什么？
只有“ΔH <0 的放热反应”是自发的吗?
影响化学反应自发性的因素还有 混乱度和温度。 混乱度—组成物质的质点在一个指定
空间区域内排列和运动的无序程度。 例1 密闭容器中气体的扩散:
例2 KMnO4溶液的扩散:
不均匀
均匀
自发过程的特点(二)
此二例表明： 自发过程，系统的混乱度增大了。
热力学中，有两条重要的自然规律控
普通化学(第六版)课后习题第二章答案
第2章 化学反应的基本原理与大气污染1. 答案 〔1-〕〔2-〕〔3-〕〔4-〕〔5-〕〔6+〕〔7+〕〔8+〕2. 答案1b 2b 3b 4c 5bcd 6a3. 〔1〕答案：基本不变，基本不变，增大减小， 增大 增大 〔2〕〔3〕答案：氟里昂，NO X 、HCl ；CO 2；NO X 和SO 24. 答案：〔d 〕>〔c 〕>〔e 〕>〔a 〕>〔b 〕原因是气体熵>液体>固体 分子量大的熵大5. 〔1〕溶解少量食盐于水中。
答案：正 〔2〕活性炭外表吸附氧气。
答案：负 （1） 碳与氧气反应生成一氧化碳。
答案：正6. 答案：由定义可知Fe 2O 3的1.2.742)15.298(--=∆mol kJ K G m f θ1.7.77)15.298(--=∆mol kJ K G m r θ=3),15.298(43O Fe K G m f θ∆-4),15.298(32O Fe K G m f θ∆),15.298(43O Fe K G m f θ∆=31[(-77.7)+4(-742.2)]=-1015.5kJ.mol -1 7.答案：查表 水的1.129.237)15.298(--=∆mol kJ K G m f θ过程的1.429.0)129.237()7.236()15.298(-=---=∆mol kJ K G mr θ>0 所以在298.15K 的标准态时不能自发进行.8. (查表时注意状态,计算时注意乘系数)11..)15.298(--∆K mol J K S m r θ1.)15.298(-∆molkJ K G m r θ〔1〕)(4)()(4)(32432g H s O Fe l O H s Fe +=+ 307.7 -66.9 〔2〕)()()(2)(22g H aq Zn aq H s Zn +=+++ -23.0 -147.06 〔3〕)(2)()()(22aq OH aq Ca l O H s CaO -++=+ -184.3 -26.9 〔4〕)(21)()(2l Br s Ag s AgBr += -51.4 96.99.答案： (1) SnO 2 =Sn +O 2 (2) SnO 2 +C =Sn + CO 2(3) SnO 2 +2H 2 =Sn +2H 2O 〔g 〕11..)15.298(--K mol J K S m θ 52.3 51.55 205.138 52.3 5.74 51.55 213.74 52.3 2×130.684 51.55 2×188.8251.)15.298(-∆molkJ K H m f θ-580.7 0 0 -580.7 0 0 -393.509 -580.7 00 2×(-241.818)11..)15.298(--∆K mol J K S m r θ (1)204.388 (2)207.25(3)115.5321.)15.298(-∆mol kJ K H m r θ (1) 580.7 (2)187.191(3)97.064 Tc>)15.298()15.298(K S K H m r m r θθ∆∆ (1)2841K 903K(3)840K(温度最低,合适)10．答案： C 12H 22O 11(s)+12O 2(g)=12CO 2(g) +11H 2O(l))K 15.298(S m r θ∆11..)15.298(--K mol J K S m θ 360.2 205.138 213.74 69.91 =11×69.91+12(213.74-205.138)-360.2=512.0341.)15.298(-∆molkJ K H m f θ-2225.5 0 -393.509 -285.83=∆)15.298(K H m r θ-5640.738=+∆)3715.273(K G m r θ-5640.738-310.15×(512.034÷1000)=-5799.54kJ.mol -1()15.298(K G mr θ∆=-5796.127 kJ.mol -1 温度对反应的标准吉布斯函数变有影响,但由于该反应的熵变相对于焓变小(绝对值),故变化不大) 做的非体积功= 5799.54kJ.mol -1×30%×3.8/342=19.33 kJ 11.答案： 查表11..)15.298(--K mol J K S m θ197.674 130.684 186.264 188.825)K 15.298(S m r θ∆=-214.6371.)15.298(-∆mol kJ K H m f θ-110.525 0 -74.81-241.818=∆)15.298(K H mr θ-206.103 ≈∆)523(K G m r θ)15.298(K H m r θ∆-523K ×)K 15.298(S m r θ∆=〔-206.103〕-523K ×〔-206.103÷1000〕= -93.85 kJ.mol -158.21523314.81000)85.93(523)523()523(ln =⨯⨯--=⨯∆-=K R K G K K m r θθ937.9303.2/58.2158,211035.21010⨯====e K θ12. 答案：设平衡时有2Xmol 的SO 2转化 2SO 2〔g 〕+O 2〔g 〕=2SO 3〔g 〕起始 n/mol 8 4 0n 〔始〕=12mol平衡时n/mol 8-2x 4-x 2xn 〔平衡〕=〔12-x 〕mol根据PV=nRT T V 一定时（平衡）（始）（平衡）始）P P n n =(2203001212=-x 2x=6.4molS O2的转化率=6.4/8=80%=⨯=))(())(())((22223θθθθpO p p SO p p SO p K eqeq eq )1002208.88.0()1002208.86.1()1002208.84.6(22⨯⨯⨯⨯(注意在计算时可不用先计算分压,列综合算式更方便计算)13.答案：该反应是可逆反应，需要H 2的量包括反应需要的量1mol 和为维持平衡需要xmol 〔最少量〕)()()()())(())((222222H n S H n H p S H p p H p p S H p K eqeq eq eq eq eq ===θθθ=x 0.1=0.36 x=2.78mol需要H 2的量=1+2.78=3.78mol(注:该反应是反应前后气体分子数不变的,在标准平衡常数表达式中系统的总压和标准压力在计算时可以在分式中消去,否则在计算时必须知道平衡时总压才能根据平衡常数计算.) 14．在不同温度时反应的标准平衡常数值如下： T/K θ1Kθ2K9731.472.38 0.6181073 1.81 2.00 0.9051173 2.15 1.67 1.2871273 2.481.49 1.664答：反应3的标准平衡常数 θθθ213K K K = 〔如上〕(因为随温度的升高平衡常数增大,故是吸热反应)15．答案：利用公式211212))(15,298(ln T RT T T K H K K m r ⨯-∆=θθθ求θ2K代入数据50015.298314.8)15.298500(100031.92109.4ln 162⨯⨯-⨯-=⨯θK =-15.03 θ2K =1603.15109.4⨯⨯-e =1.4×101016.答案：查数据计算)g (O H )g (CO )g (H )g (CO 222+=+11..)15.298(--K mol J K S m θ213.74 130.684 197.674 188.825)K 15.298(S m r θ∆=42.075J.mol -1.K -11.)15.298(-∆mol kJ K H m f θ-393.509 0 -110.525 -241.818=∆)15.298(K H m r θ41.166kJ.mol -1≈∆)873(K G m r θ)15.298(K H m r θ∆-873)15.298(K S m r θ∆⨯=41.166kJ.mol -1-873K ×0.042075kJ.mol -1.K -1=4.434 kJ.mol -1=∆-=RT K G K K m r )873()873(ln θθ873314.81000434.4⨯⨯-=-0.6154.061.0==-e K θ=Q )/)()(/)(()/)()(/)((222θθθθp H p p CO p p O H p p CO p =1271277676⨯⨯=0.358(Q<K 0 所以反应正向进行)=∆m r G Q RT K G m r ln )873(+∆θθK QRT ln ==8.314×873ln(0.358/0.54)=-2982.9J.mol -1=-2.98kJ.mol -1因为m r G ∆<0 所以此条件下反应正向进行17.答案：吕·查德里原理判断是正确的。
(NEW)浙江大学《普通化学》(第6版)配套题库【名校考研真题+课后习题+章节题库+模拟试题】
目 录第1部分 名校考研真题第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第2部分 课后习题第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第3部分 章节题库第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第4部分 模拟试题浙江大学《普通化学》（第6版）配套模拟试题及详解（一）浙江大学《普通化学》（第6版）配套模拟试题及详解（二）第1部分 名校考研真题说明：本部分从指定浙江大学编写的《普通化学》（第6版）为考研参考书目的名校历年考研真题中挑选最具代表性的部分，并对其进行了详细的解答。
所选考研真题既注重对基础知识的掌握，让学员具有扎实的专业基础；又对一些重难点部分进行详细阐释，以使学员不遗漏任何一个重要知识点。
第1章 热化学与能源一、选择题1．下列过程或反应中，哪一个是熵增的过程或反应？（ ）[华南理工大学2016研]A．I2（g）＝I2（l）B．H2O（s）＝H2O（g）C．2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）D．2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）【答案】B【解析】熵增过程是系统的混乱度增高的过程，B项由固体变为气体的过程是系统的混乱度增高的过程，熵值增大。
2．如果系统经过一系列的变化后，又变回初始态，则系统的（ ）。
[华南理工大学2014研]A．Q＝0，W＝0，ΔH＝0，ΔU＝0B．Q＝0，W＝0，ΔH≠0，ΔU≠0C．Q≠－W，ΔU＝Q＋W，ΔH＝0D．Q＝－W，ΔU＝Q＋W，ΔH＝0【答案】D【解析】ΔU、ΔH为状态函数，与变化途径无关；Q、W为非状态函数，变化途径不同，数值不同。
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
普通化学 大学化学第二章
（3）在温度和聚集态相同时，分子或晶体的结构较 复杂的物质的熵值大于分子结构较简单的物质的熵值。 S复杂分子 S简单分子 如苯和甲烷。
（4）混合物或溶液的熵值大于纯物质的熵值。
S混合物 S纯物质
10
Hello!
熵 变 的 计 算 2NH3(g) 解: N2(g) + 3H2(g) 化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算：
= -198.462J.mol-1.K-1
例题：计算合成氨反应在298.15K时的熵变。
11
吉布斯提出：判断反应自发性的标准是： 熵 判 据 用熵变判断反应自发性的标准是,对
在恒温恒压下，如果某一反应无论在理 于孤立系统: 论上或实践上可被利用来做有用功(W )， ΔS(孤) >0 自发过程 则该反应是自发的；如果必须从外界吸 ΔS(孤) =0 平衡状态 收功才能使一个反应进行，则该反应是 ΔS(孤)<0 非自发过程 非自发的。
r Gm (298.15K ) B f Gm, B 298.15K
B
2）利用物质的ΔrHm(298.15K)和ΔrSm(298.15K)求算： 先算出ΔrHm(298.15K)和ΔrSm(298.15K)，再按下式求
出 ΔGT= ΔrHT-TΔrST ΔrGm(298.15K)= ΔrHm(298.15K) -TΔrSm(298.15K) 反应的吉布斯函数变是温度的线性函数，而熵变和焓变 是不随温度而变化的。 16
22
若反应是在任意状态下进行的; ΔrGm(T)又无法计算; 此时可用ΔrGm(T)作近似判断： ΔrGm(T) < -40kJ.mol-1 反应自发 ΔrGm(T) > 40kJ.mol-1 反应非自发 -40kJ.mol-1<ΔrGm(T)< 40kJ.mol-1 需具体分析
《普通化学》课程教学大纲
《普通化学》课程教学大纲(参考学时：72 学时)一、课程性质、目的和任务化学是研究物质的组成,结构和性质及其变化的科学。
普通化学是非化学化工类理工科专业必不可少的基础知识结构课程，对专业的后续课程学习及今后的发展都有十分重大的作用。
本教学大纲适用于资源勘查工程、勘查技术与工程、宝石与材料工艺学、环境工程、给排水科学与工程、水文与水资源工程、金属材料工程、无机非金属材料工程、土木工程等专业的《普通化学》课程教学。
课程通过对物质结构理论基础、化学动力学、化学反应的基本规律与工程实际密切有关的重要元素和化合物、新技术、新材料等基本知识的学习以及化学实验，使学生了解近代化学的基本理论，具有必要的基本知识和一定的基本技能，为以后的学习和工作提供必要的化学基础，能在工程技术中以化学的观点观察物质变化的现象，对一些涉及化学有关的工程技术的实际问题，有初步分析问题和解决问题的能力。
本课程总学时不低于72学时，其中实验24学时。
二. 各章教学内容和基本要求第一章热化学与能源1．授课内容化学概论；讨论如何用实验方法测量化学反应的热效应；讲授如何从理论上计算化学反应的热效应；适当介绍能源中的燃烧。
2. 基本要求了解化学学科对与本专业的关系；了解用弹式热量计测量等容热效应（Qv）的原理，熟悉Qp 的实验计算法，了解状态函数的意义，了解化学反应中的焓变的关系；了解Qv与化学反应的内能的关系；初步掌握化学反应的标准摩尔焓变（△rHmθ）的近似计算，适当了解能源中的燃料燃烧反应的热效应。
第二章化学反应的基本原理与大气污染控制1．讲授内容讲授并介绍反应进行的方向，程度和速率，并适当介绍大气污染及防治。
2．基本要求了解化应中的熵变及吉布斯函数变在一般条件下的意义；初步掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数变（△rGmθ）的近似计算；能应用△rGm或△rGmθ判断反应进行的方向；理解标准平衡常数（Kθ）的意义及其与△rGmθ的关系，并初步掌握有关计算；理解浓度，压力和温度对化学元素反应的影响；了解浓度，温度与反应速率的定量关系，了解基元反应和反应级数概念；能用阿仑尼乌斯公式进行初步计算；能用活化能和活化分子的概念说明浓度，催化剂对化学元素反应速率的影响；了解环境化学元素中大气主要污染物及其防治。
第二章-化学反应的方向和吉布斯函数变要点
系统的微观状态数越多，热力学概率越大，系统越混乱，
熵值就越大。
有序
自发
无序
在隔离系统中发生的自发反应必伴随着熵的增加，或熵总是 趋向于最大值。（热力学第二定律，也即熵增加原理）
0 S隔离 0
自发过程 平衡状态
熵判据
2）在绝对零度时，任何纯净的完整晶态物质的熵等于零； （热力学第三定律）
3）熵是状态函数,有绝对值，称为规定熵。 单位物质的量的纯物质在标准条件下的规定熵叫做该物 质的标准摩尔熵，以Smθ表示，简称标准熵(Sθ)。 单位: J.K-1.mol-1。
ΔrGm(T)=ΔrGm(T)+RTlnПB(pB/p)νB
称为热力学等温方程式。式中pB为物质B在任意状态下的分 压力，pB/pθ为相对分压。
对于反应： aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)
p(G)
pθ
g
p(D)
pθ d
ПB(pB/p)νB =
p(A)
pθ
a
p(B)
pθ
ΔrGm(T)=ΔrGm(T)+RTln
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
c(G)
cθ
g
c(D)
cθ
d
c(A)
cθ
a
c(B)
cθ
b
c为水合离子（或分子）的浓度，标准浓度cθ=1mol·dm-3。
对于气体，各组分的分压可用道尔顿分压定律计算。
道尔顿分压定律
温度和体积恒定时， p总 = p1 + p2 +
或 p = pB
pB
2. 反应的熵变
自发过程
最低的势能 最大的混乱度（无序度）
混乱度—组成物质的质点在一个指定空间区域内 排列和运动的无序程度。
第二章化学反应基本原理
第二章化学反应的基本原理理解热力学第三定律的基本内容掌握热力学学习目标：✶1、理解热力学第二、三定律的基本内容，掌握热力学第二定律的不同表述形式；掌握✶2、掌握熵(S)、吉布斯自由能(G)等状态函数的物理意义及相关计算；能采用合适的方法判断化学反应进行的方向如✶3、能采用合适的方法判断化学反应进行的方向，如Δr G m θ或Δr G m ，并确定不同温度范围对反应进行方向的影响；✶4、能正确理解化学反应限度（即化学平衡）的特点，的计算方法并掌握化学反应标准平衡常数K θ的计算方法，并通过相关计算说明温度、浓度（压力）等变化对化学平衡移动的影响；✶5、了解两种化学反应速率理论(碰撞理论和过渡状态的联系与区别且能用图表解释一些实际问题；理论)的联系与区别，且能用图表解释些实际问题；✶6、掌握反应物浓度与反应温度对化学反应速率的影响；2.1 2.1 化学反应的方向化学反应的方向生活中常见的自发过程示例：放热过程这些现象是吸热过程，但也自发进行这些现象是吸热过程但也自发进行结论：（1）放热过程是常见的自发过程但并不唯一；（1）放热过程是常见的自发过程但并不唯；（2）自发过程的限度是平衡状态；（3）非自发过程在不借助外加能量的情况下，不（3）非自发过程在不借助外加能量的情况下不能实现；热力学第二定律--人类经验的总结，基本的自然法则之一“从单一热源取热使其全部转变为功而不引起其他变从单一热源取热，使其全部转变为功而不引起其他变化是不可能的。
”----1852L.Kelvin 1852年，开尔文（L. Kelvin ）“年克劳修斯（不可能把热从低温物体转到高温物体而不引起其它变化。
”----1854年，克劳修斯（R.Clausius ）应用--推断过程过于抽象，用起来难度大，需要寻找新的状态函数来判断自发进行的方向和限度的状态函数来判断自发进行的方向和限度；混乱度与熵1熵(S)：熵是体系混乱度的量度，具有加和性质的状态函数；自发过程--浓度不等的溶液混合均匀大←熵熵增大温度→大不可能熵增大微观状态数ln S k =ω熵的定义：Boltzmann 常数k=13823J •K-1k 1.38×10J K1423444121321321323421342134213421342134213413113421342423421423热力学第三定律晶体内部微观热力学第三定律：粒子排列整齐当温度到达绝对零度(0K)时，任何完整晶体中原子或分子只有一种排列形式，即Ω=1，此时熵值为零。
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普
化学反应的基本原理与
通 化
大气污染控制
学
教
案
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2.1 化学反应的方向和吉布斯函数变 2.2 化学反应的限度和化学平衡 2.3 化学反应速率 2.4 环境化学和绿色化学
本章小结
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数变
2.1.1 影响反应方向的因素
在给定条件下能自动进行的反应或过程叫自发 反应或自发过程。
在化学反应中同样也伴有能量的变化，但情况要复
普 杂的多。
通
化
为此要考虑影响反应方向的因素，所以要引进新的热
学
力学状态函数熵S 和吉布斯函数G。这样，只要通过热
教
力学函数的有关计算而不必依靠实验，即可知反应能否
案
自发进行和反应进行的限度。
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1 反应的焓变
最低能量原理（焓变判据）：
1878年，法国化学家 M.Berthelot和丹麦化学 家 J.Thomsen提出：自发的化学反应趋向于使系统 放出最多的能量。
△ rHm= 9.76kJ·mol-1
CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
普
△ rHm= 178.32kJ·mol-1
通 化
H2O(l)
100 C
H2O(g)
学 教
△ rHm= 44.0kJ·mol-1
案
焓变只是影响反应自发性的因素之一，但
不是唯一的影响因素。(放热有利于反应自发）
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学
教
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熵变的计算
熵值计算的参考点：
S (0 K) = k ln 1 = 0 规定熵：从0K到TK时某物质的熵变。
单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物 质的标准摩尔熵.
普 通
以 Sm 表示。注意 Sm 的 SI 单位为J. mol-1. K-1。
化 学
思考：指定单质的标准熵值是零吗？
普 通
ΔS隔离 ≥ 0
自发过程
平衡状态
(2.2)
化
学 这就是隔离系统的熵判据。 教
案
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热力学第二定律的另外表述方式*
克劳修斯(Clausius，1850)表述：不能把热从低温 物体传到高温物体,而不产生其它影响。
开尔文(Kelvin，1851)表述：不可能从单一热源吸 取热量使之完全转变为功，而不引起其它变化。
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另外，许多自发过程有混乱度增加 的趋势。
• 冰的融化
普
• 建筑物的倒塌
通
化
学
系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱
教 度增大有利于反应自发地进行。
案
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2 反应的熵变
熵是系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)
的量度。
S=k lnΩ
k-----玻尔兹曼常数
Ω-----为系统的微观状态的数目热力学概率)。
熵的热力学定义*
可从热力学推出，在恒温可逆过程中系统所
吸收或放出的热量(以qr 表示)除以温度等于系统 的熵变S：
S qr T
( 2.5)
普 通 “熵”即由其定义“热温商”而得名。熵的变 化 化可用可逆过程的热(量)与温(度)之商来计算。 学
普 通 奥斯特瓦德(Ostward)表述：不可能制成第二类永 化 动机。(第二类永动机：从单一热源吸热使之完全 学 变为功而不留下任何影响。) 教 案
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热力学第三定律:
在绝对零度时，纯物质的完美晶体的熵值都 等于零。
S (0 K) = 0
( 2. 3 )
普 通 化
热力学第三定律也可以表述为“不能用有限的 手段使一个物体冷却到绝对零度”。
普 通
1 H2(g)+ 2 O2(g) H2O(l)
化
△ rHm(298K) = -285.83kJ·mol-1
学
教 案
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) △ rHm(298K) = -55.84kJ·mol-1
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有些吸热反应也能自发进行。例如：
NH4Cl (s) →NH4+(aq)+Cl-(aq)
普
通 注: 系统的混乱度愈大，熵愈大。
化 学
熵是状态函数。
教
熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。
案
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思考：两种气体混合过程的熵变如何？
普 通
混合前
混合后
图2.3 混合熵示意图
化
学
教
案
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热力学第二定律
在隔离系统中发生的自发反应必伴随着熵 的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值。 这就是自发过程的热力学准则，称为熵增加原 理。
教 案
又规定 Sm (H+, aq, 298.15 K) = 0
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熵的性质
熵是状态函数，具有加和性
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
普 的升高而增大。
S高温>S低温
通
化
(3) 对于不同种物质：
S复杂分子 > S简单分子
学
教
(4) 对于混合物和纯净物： S混合物 > S纯物质
案
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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反应总伴随着熵值增大。 即： S > 0；如果气体分子数减少，S < 0。
普
定性的判断反应的熵变
通
化
学
教
案
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反应的标准摩尔熵变 rSm (或简写为Sө) ，其计 算及注意点与 r Hm 的相似，对应于反应式 ：
反应能否自发进行，还与给定的条件有关。
普
通
根据什么来判断化学反应的方向或者说反应
化 学
能否自发进行呢？
教
案
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自然界中一些自发进行的物理过程中，如物体 下落、高山流水等，都伴有能量的变化，系统的 势能降低或损失了。这表明一个系统的势能有自 发变小的倾向，或者说系统倾向于取得最低的势 能。
自发过程的共同特征：
(1) 具有单向性(逆过程不能自发进行）
普 (2) 有一定的限度
通 (3) 可用一定物理量判断变化的方向和限度—判据
化 学 教 案
例如： 气体向真空膨胀；
Δp
热量从高温物体传入低温物体 ΔT
浓度不等的溶液混合均匀
Δc
锌片与硫酸铜的置换反应等 ΔG
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自发过程的逆过程都不能自动进行。当借助 外力，体系恢复原状后，会给环境留下不可磨灭 的影响。
aA(l) bB(aq) gG(s) dD(g)
r Sm =
B Sm (B)
B
(2.4a)
r Sm = gSm (G, s) + d Sm (D, g) – a Sm (A, l) - b Sm(B, aq) (2.4b)
近似认为反应的熵变基本不随温度而变。即
r Sm ( T ) ≈ r Sm( 298.15 K )