无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--
天津大学无机化学第五版习题答案
第1章 化学反应中的质量关系和能量关系 习题参考答案1．解：1.00吨氨气可制取2.47吨硝酸。
2．解：氯气质量为2.9×103g 。
3．解：一瓶氧气可用天数33111-1222()(13.210-1.0110)kPa 32L9.6d 101.325kPa 400L d n p p V n p V -⨯⨯⨯===⨯⨯４．解：pV MpVT nR mR== = 318 K 44.9=℃ ５．解：根据道尔顿分压定律ii n p p n=p (N 2) = 7.6⨯104 Pap (O 2) = 2.0⨯104 Pa p (Ar) =1⨯103 Pa６．解：（1）2(CO )n = 0.114mol; 2(CO )p = 42.87 10 Pa ⨯（2）222(N )(O )(CO )p p p p =--43.7910Pa =⨯ （3）4224(O )(CO ) 2.6710Pa0.2869.3310Pan p n p ⨯===⨯ 7.解：（1）p (H 2) =95.43 kPa （2）m (H 2) =pVMRT= 0.194 g 8.解：（1）ξ = 5.0 mol（2）ξ = 2.5 mol结论: 反应进度(ξ)的值与选用反应式中的哪个物质的量的变化来进行计算无关，但与反应式的写法有关。
9.解：∆U = Q p - p ∆V = 0.771 kJ 10.解： （1）V 1 = 38.3⨯10-3m 3= 38.3L（2） T 2 =nRpV 2= 320 K （3）-W = - (-p ∆V ) = -502 J （4） ∆U = Q + W = -758 J （5） ∆H = Q p = -1260 J11.解：NH 3(g) +45O 2(g) 298.15K−−−−→标准态NO(g) + 23H 2O(g) m r H ∆= - 226.2 kJ ·mol -1 12.解：m r H ∆= Q p = -89.5 kJ m r U ∆= m r H ∆- ∆nRT= -96.9 kJ13.解：（1）C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g)m r H ∆ = m f H ∆(CO 2, g) = -393.509 kJ ·mol -121CO 2(g) + 21C(s) → CO(g)m r H ∆ = 86.229 kJ ·mol -1CO(g) +31Fe 2O 3(s) → 32Fe(s) + CO 2(g)m r H ∆ = -8.3 kJ ·mol -1各反应 m r H ∆之和m r H ∆= -315.6 kJ ·mol -1。
无机化学第二章化学反应的方向速率和限度2
Kc= 1.3×10-3 mol·L-1 Kp= 1.0×105 Pa
n=(1+1)-1=1
Kp= 1.3×10-3×(8.314×1000)1×103 Pa
=1.0×104 Pa
2007-5-27
10
标准平衡常数 由化学反应等温方程式导出
ΔrGm = ΔrGm+ RT lnJ 体系处于平衡状态 ΔrGm＝0，则 J=K
解： C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)
平衡浓度/(10-3mol·L-1) 4.6
7.6 7.6
Kc=
c(Cc(OH)2·Oc()H2)=
(7.6×10-3)2 4.6×10-3
mol·L-1
=1.3×10-2 mol·L-1
2007-5-27
8
例 反应: C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 1000K达平衡时,c(CO)=c(H2)=7.6×10-3mol·L-1, c(H2O)=4.6×10-3 mol·L-1,平衡分压 p(CO)=p(H2)=6.3×104Pa,p(H2O)=3.8×104Pa, 试计算该反应的Kc、Kp
2007-5-27
2
可逆反应和不可逆反应
可逆反应 2SO2(g) + O2(g) V2 O52SO3(g)
当p=100kPa、T=773K，SO2与O2以2:l体 积比在密闭容器内进行反应时, SO2转化为 SO3的最大转化率为90％。
因为SO2与O2生成SO3的同时, 部分SO3在相 同条件下又分解为SO2和O2。
=172.459 kJ·mol-1 ∆rSm=[2×(197.674)-(5.740+213.74)]J·mol-1·K-1
第一课无机化学 第2章化学反应速率和化学平衡
2019年12月9日 8时56分
2、反应级数和方程式系数 V k[ A]x [B]y
（１）上式中 x+y 为反应级数。通常可有一级、 二级、三级反应，但没有四级及其以上的反应。 （２）质量作用定律只适用于基元反应。 （３）在基元反应中 x+y = 反应级数 = 系数； 在非基元反应中一般 x+y 反应级数 系数。 （４）反应级数可有整数、有０、也可有分数、负 数。
2019年12月9日 8时56分
三、 质量作用定律的应用
例2：有一化学反应aA+bB=C在298K时，将AB
溶液按不同浓度混合。得到下列数据。
A的初始浓度 B的初始浓度
1.0
1.0
2.0
1.0
1.0
1.0
1.0
2.0
求其速率方程?
解： 由 v=k[A]m·[B]n
初始速度（mol·L-1·s-1） 1.2×10-2 2.3×10-2 1.2×10-2 4.8×10-2
2-1 化学反应速率的表示 化学反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少
或所生谓成化物学浓反度应的速增率加（来V表）示指的在:单一位定用条m件o下l·L，-1某·s-1、
m化ol·学L-反1·m应in的-1、反m应o物l·L质-1转·h变-1。为生成物的速率。
反应速 即度：VB 变浓化度所的B需变的化时间Ct BBt
v=k[CO]·[Cl2]3/2
m+n=2.5
即 对CO为一级
对Cl2为1.5级 对总反应为2.5级
v1=0.1×0.13/2k ∴k=3.8(L/mol)3/2·s-1
2019年12月9日 8时56分
天津大学无机化学教研室《无机化学》(第4版)(上册)-名校考研真题与模拟试题【圣才出品】
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3．下列反应中，
最大癿是（ ）。[华南理工大学 2009 研]
A．C（s）＋O2→CO2（g）
B．2SO2（g）＋O2（g）→2SO3（g）
C．3H2（g）＋N2（g）→2NH3（g）
二、填空题 在容积为 50.0L 癿容器中，含有 140gN2 和 320gO2。温度为 30℃，则 p（N2）＝ kPa， 混合气体总压为 kPa。保持温度丌发，再充入氮气，则 p（N2）将 ，p（O2）＝ kPa。 [北京科技大学 2010 研] 【答案】252；756；增大；504
【解析】利用道尔顿分压定律 PiV总=nRT ，以及 Pi =iP总 。
D．CuSO4（s）＋5H2O（1）→Cu】描述体系混乱度癿状态函数叫做熵。在化学反应中，如果从固态物质或液态物
质生成气态物质，体系癿混乱度发大；如果生成物和反应物相比，气态物质癿化学计量数是
增大癿，体系癿混乱度也发大，体系癿熵值增加。体系混乱度发化越大，熵值发化越大。
2．下列单质中， 丌为零癿是（ ）。[华南理工大学 2009 研] A．石墨 B．红磷 C．液态溴 D．氧气 【答案】B 【解析】某温度下由处亍标准状态癿各种元素癿指定单质生成 1mol 某纯物质癿吉布斯 自由能改发量，叫做这种温度下该物质癿标准摩尔生成吉布斯自由能，简称自由能，用符号
f Gm 表示。所以处亍标准状态下癿各种元素癿指定单质癿生成自由能为零。B 项中癿磷应
4．反应 MgCO3（s）＝MgO（s）＋CO2（g）在高温下正向自収迚行，其逆反应在
298 K 时为自収癿，则逆反应癿
和
是（ ）。[北京航空航天大学 2010 研]
大学 无机化学 第二章 化学反应速率及化学平衡
=-2.79×103K
Ea=2.79×103×2.303×8.314×10-3=53.4kJ·mol-1
第一节：化学反应速率
三 、催化剂对反应速率的影响
一种或多种少量的物质，能使化学反应 的速率显著增大，而这些物质本身在反应后 的数量及化学性质都不改变。 这种现象称为催化作用。起催化作用的物 质称为催化剂。
例 题
由实验测得在不同温度下反应 S2O82－+ 3I－ = 2SO42
－+
I3－ 的速率常数如下：
T/K
k/（mol· L－1 min－1）
273 8.2×10－4
283 2.0×10－3
293 4.1×10－3
303 8.3×10－3
试求反应的实验活化能Ea ？
例 题
解: 以 lgk 对 1/T 作图, 得一直线:
催化剂的应用实例
实物
第二节
化学反应的可逆性和化学平衡
任何一个化学反应都涉及两个方面的问题： 1.反应速度问题；2.反应进行的程度 反应进行的程度----即在指定条件下(如温度、 压力、浓度等)有多少反应物可以最大限度地转 化成产物。 本章节对化学平衡作一些初步介绍，为学习无机 化学的四大平衡，打下初步的理论基础。
CO(g) + H2O(g)
CO2 (g) + H2(g)
第二节 •第一节： 化学反应的可逆性和化学平衡 胺 类
二、化 学 平 衡
苯胺
CO(g) + H2O(g)
CO2 (g) + H2(g)
经过一定时间，正反应速率和逆反应速 率相等了，CO2、H2、H20、CO四种气体的浓度不
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。
华东理工大学《无机化学》考研复习题库及答案
考试复习重点资料（最新版）资料见第二页封面第1页复习题一第一章 化学反应中的质量关系和能量关系1.一气柜如下图所示：AN2(2L) CO2(1L)假设隔板（A）两侧N2和CO2的T, P相同。
试问：（1）隔板两边气体的质量是否相等? 浓度是否相等?（2）抽掉隔板（假设不影响气体的体积和气柜的密闭性）后，气柜内的T和P 会改变？N2、CO2物质的量和浓度是否会改变?2.标准状况与标准态有何不同?3.化学反应方程式的系数与化学计量数有何不同?4.热力学能、热量、温度三者概念是否相同? 试说明之。
5.试用实例说明热和功都不是状态函数。
6.判断下列各说法是否正确：（1）热的物体比冷的物体含有更多的热量。
（2）甲物体的温度比乙物体高，表明甲物体的热力学能比乙物体大。
（3）物体的温度越高，则所含热量越多。
（4）热是一种传递中的能量。
（5）同一体系：(a)同一状态可能有多个热力学能值。
(b)不同状态可能有相同的热力学能值。
7.判断下列各过程中，那个ΔU最大：（1）体系放出了60kJ热，并对环境做了40kJ功。
（2）体系吸收了60kJ热，环境对体系做了40kJ功。
（3）体系吸收了40kJ热，并对环境做了60kJ功。
（4）体系放出了40kJ热，环境对体系做了60kJ功。
第二章 化学反应的方向、速率和限度1.下列说法是否正确?（1）质量定律适用于任何化学反应。
（2）反应速率常数取决于反应温度，与反应的浓度无关。
（3）反应活化能越大，反应速率也越大。
（4）要加热才能进行的反应一定是吸热反应。
2.以下说法是否恰当，为什么?（1）放热反应均是自发反应。
（2）Δr S m为负值的反应均不能自发进行。
（3）冰在室温下自动溶化成水，是熵起了主要作用的结果。
3．由锡石(SnO2)生产金属锡，要求温度尽可能低。
可以单独加热矿石(产生O2)，或将锡石与碳一起加热(产生CO2)，或将锡石与氢气一起加热(产生水蒸气)。
根据热力学原理，应选用何种方法?4.已知下列反应的平衡常数：H2(g) + S(s) H2S(g)；S(s) + O2(g) SO2(g)；则反应：H2(g) + SO2(g) O2(g) + H2S(g)的平衡常数是下列中的哪一个。
2.2.2活化能
天津大学 无机化学教学团队第二章化学反应的方向、速率和限度第一节 化学反应速率1活化分子p分子碰撞理论认为：反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞，才有可能发生化学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。
绝大多数碰撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。
对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反应。
发生反应的两个基本前提：Ø 发生碰撞的分子应有足够高的能量例NO 2+ CO →NO + CO 21活化分子1活化分子p有效碰撞——能发生反应的碰撞。
p E c: 发生有效碰撞所必须具备的最低能量。
活化分子——具有等于或超过Ec的分子。
非活化分子(或普通分子)——能量低于Ec的分子。
发生反应的两个基本前提：Ø 发生碰撞的分子应有足够高的能量Ø 碰撞的几何方位要适当*例NO 2+ CO →NO + CO 21活化分子p 反应活化能——活化分子具有的平均能量(E * )与反应物分子的平均能量(E )之差。
E a =E * - E 例 N 2O 5 → 2NO 2 + O 212E a =E *-E=(106.13-4.03)kJ·mol -1=102.10kJ·mol -1325K 时 E *=106.13kJ·mol -1, E =4.03kJ·mol -11活化能p 大部分分子的能量接近E 值，能量大于E 分子只占少数。
p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。
p E a 可以通过实验测出，属经验活化能。
p 大多数反应的活化能在60~250kJ·mol -1之间p E a <42kJ·mol -1的反应,活化分子百分数大，有效碰撞次数多,反应速率大,可瞬间进行。
如酸碱中和反应。
再如p E a >420kJ·mol -1的反应, 反应速率很小。
(NH 4)2S 2O 8+3KI → (NH 4)2SO 4+K 2SO 4+KI 3E a =56.7kJ·mol -1, 反应速率较大。
无机化学——化学反应的方向、速率和限度
v2
CCl2 (2)
返回
例2-2（续1）
n
lg
v1 v2
lg
CCl2 (1) CCl2 (2)
lg
1.2 102 4.26 103
lg
0.05 0.10
1.5
3 2
同理
m
lg
v1 v2
lg
CCO (1) CCO (2)
lg
4.26 103 6.0 103
lg
0.1 0.05
1
故该反应的速率方程为
t/min
01 2 3
4
5
C(N2O5)/mol/L 1.0 0.70 0.50 0.35 0.25 0.17 求反应在2min内的平均速率和1min时的瞬时速率。
解 平均速率 v 1 C (0.50 1.0)mol L1 0.12mol L-1 min -1
t 2(2 0) min
v J 1 n 1 C 平均速率
V Vt t
v lim 1 C 1 dC 瞬时速率
t0 t dt
则 v 1 dCA 1 dCB 1 dCD 1 dCE
A dt B dt D dt E dt
返回
第一节 化学反应速率
一、反应速率的基本概念
对气相反应，压力比浓度比更易于测定，常用分压代替浓度来表示，如：
瞬时速率求算是以C(N2O5)-t作图，求得在t=1min时的曲线的斜率
返回
二、瞬时速率的求算
斜率 dC 0.92 0 0.22mol L1 min1 dt 0 4.2
显然瞬时速率 v 1 dC(N2O5) 1 (0.22) 0.11mol L1 min1
N2O5
dt
2
无机化学2章-化学反应的方向、速率与限度
5.实验平衡常数
通过实验直接测定的平衡常数叫做实验平衡常数 或经验平衡常数。
Kc
{c(G)}g {c(A)}a
{c(D)}d {c(B)}b
Kp
{ p(G)}g { p(A)}a
{ p(D)}d { p(B)}b
Kp = KC (RT) △n △n ＝ [(g+d)-(a+b)]
6.多重平衡规则
第2章 化学反应的方向、速率和限度
-x
平衡浓度/(mol·L-1) 0.100-x 0.100-x
θ
K
3
θ
[c(Fe )/ c ]
0.010 x
2.98
[c(Fe2 )/ cθ ] [c(Ag )/ cθ ]
2
0.100-x
Fe3+ + Ag
0.010 +x
0.010+x
1
x 0.013mol L
Ag
x
= 0.013 = 13%
根据：
Jc
{c(G) / c}g {c(A) / c}a
{c(D) / c}d {c(B) / c}b
所以，在平衡态下，若增大反应物浓 度或减小生成物浓度，使J减小，平衡正向 移动，反之则平衡逆向移动
第2章 化学反应的方向、速率和限度
【例6】含0.100mol·L-1Ag+、0.100mol·L-1Fe2+、
第2章 化学反应的方向、速率和限度
上节课回顾 1. 化学反应的标准熵变的计算
S
rm
i Sm (生成物）
i Sm(反应物）
i
i
2. 化学反应的Gibbs自由能变
△rHm－T△rSm = △rGm ── Gibbs公式
南华大学《无机化学》第2章——化学反应的速率、方向和限度
AgCl(s)
AgBr(s) AgI(s)
-127.068
-100.37 -61.84
-109.789
-96.90 -66.19
96.2
107.1 115.5
Ag2O(s)
Al(s) Al2O3(α,刚玉) Br2(l) Br2(g) HBr(g)
-31.0
0 -1675.7 0 30.907 -36.4
熵值大小规律：
⑴ ⑵ ⑶ ⑷ 同一物质：S气＞ S液＞ S固
同一物态：S（复杂分子） ＞ S（简单分子） S（高温）＞ S（低温） S（低压气体） ＞ S（高压气体）
第2章 化学反应的方向、速率和限度
2. 化学反应的熵变 （1）标准摩尔熵的确定
0K时，一个完整无损的纯净晶体，其组分粒子(原 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态，因此， 可以认为：纯物质完整有序晶体在0 K时的熵值为 零。即 S0（完整晶体）= 0
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) -1128.79 -604.03 -394.359
f H
-1206.92 -635.09 -393.509
92.9 39.75 213.74
Sθ mol-1· K-1) m /(J·
r Gm [ f Gm (CaO) f Gm (CO2 ) f Gm (CaCO3 )
吉布斯自由能降低是
第2章 化学反应的方向、速率和限度
△rSm
＋
△rHm
－
△rGm= △rHm- T△rSm
△rGm ＜ 0
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
无机化学 第02章 化学反应的方向、速率和限度-2
(1.70-1.95)mol·L-1 (300-100)s
υ(N2O随5)3着==-反1.∆应25c∆的(×Nt 2进1O0行-53=)m,-速ol·(率L1-.1逐3·s1-1渐-(17.0减700-小)3m0o0l)·sL-1
=9.75×10-4mol·L-1·s-1
例
第2章 化学反应的方向、速率和限度
如：基元反应 aA+bB→cC+dD υ∝{c(A)}a{c(B)}b υ=kc{c(A)}a{c(B)}b (1)υ为瞬时速率。 (2)kc为速率常数,反应物为单位浓度时的反应速率,
同 应kc。越的一质大性反量，质应作给、，用定温kc与条定度反件，律应下催只物的化适浓反剂用度应等基速、有元率分关反越压。大无应。关，与反
活 化 分 子 —— 具 有 等 于 或 超 过 Ec 的 分 子。 非活化分子(或普通分子)——能量低于
Ec的分子。
2.2.2化学反应的第2活章化化能学反应的方向、速率和限度 活化分子 例 NO2+ CO →NO + CO2 发生反应的两个基本前提：
• 发生碰撞的分子应有足够高的能量 • 碰撞的几何方位要适当*
大多数化学反应,温度升高,反应速率增大。
经验规则：反应温度升高10K, 反应速率
或反应速率常数一般增大2~4倍*。
υ(T+10K) υT
=k(T+1k0TK)
=2~4
Arhenius(阿仑尼乌斯)公式
-Ea
k=A·e RT
lnk= -RETa + lnA
ln
k2 k1
=
Ea R
(
1 T1
-
1 T2
)
传统的定义
反应速率:通常以单位时间内某一反应物
大学基础课程无机化学课件p化学反应的方向速率和限度修改
1atm 10atm，气态物质熵值减少约19 Jmol-1 K-1
c. 物质的分子结构
聚集状态相同，分子量相近时，分子结构复杂的 1mol物质的熵大于分子结构简单的1mol物质的熵。
例：298K，标态下， S (C2H5OH,g)=282.6 Jmol-1 K-1 >
S (CH3OCH3,g)=266.3Jmol-1 K-1
熵是状态函数
热力学第三定律
在0K时，一个纯物质的完美晶体，其组分粒子(原子、 分子或离子)都处于完全有序的排列状态，混乱度最 小， 熵值最小。热力学第三定律指出： 任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值为零(S0＝0)。
以此, 可求得在其它温度下的熵值(ST)。
例如：我们将一种纯晶体物质从0K升到任一温度
C(石墨) + O2(g) ═ CO2(g)
所以许多放热反应是自发的，其原因也在于此。
(3) 温度对自由能的影响 rGm ＝ rHm - T rSm
各种
符号
反应情况
情况 rHm rSm rGm
1- + -
任何温度下均为 自发反应
2+ - +
任何温度下均为 非自发反应
3+ 4-
+ 常温(+) 常温下为非自发反应
rHm = 14.7 kJ·mol-1
2.Ag2O(s)
→
2Ag(s)
+
1 2
O2(g)
rHm =31.05kJ·mol-1
可见，把焓变作为反应自发性的判据
是不准确、不全面的。焓和焓变是反应自 发过程的一种驱动力，但不是唯一的.
必然存在着另一种驱动力！
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
天津大学无机化学第五版习题答案解析
该反应在常温(298.15 K)、标准态下不能自发进行。
（2） = 146.0 kJ·mol1; = 110.45 J·mol1·K1; = 68.7 kJ·mol1＞ 0
该反应在700 K、标准态下不能自发进行。
3.解： =70.81 kJ·mol1; =43.2 J·mol1·K1; =43.9 kJ·mol1
第3章 酸碱反应和沉淀Байду номын сангаас应 习题参考答案
解：（1）pH=-lgc(H+)=12.00
（2）0.050mol·L-1HOAc溶液中，
HOAc H++ OAc-
c平/(mol·L-1) 0.050-x x x
c(H+) = 9.5×10-4mol·L-1
pH = -lgc(H+) = 3.02
2．解：（1）pH =1.00c(H+) = 0.10mol·L-1
=
=
若使N2的平衡浓度增加到1.2mol· L1，设需从容器中取走 摩尔的H2。
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
新平衡浓度／(mol·L1) 1.2 0.50+(30.2) 0.5020.20
= =
=0.94
15. 解：（1）α（CO）=61.5%;（2）α（CO）=86.5%; (3)说明增加反应物中某一物质浓度可提高另一物质的转化率;增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动。
（3） (3) = 2 (NH3, g) =32.90 kJ·mol1
= 5.76, 故 = 5.8105
由以上计算看出：选择合成氨固氮反应最好。
8.解： = (CO2, g) (CO, g) (NO, g)
无机化学(天大四版)C1-4选择填空题201110
第一章化学反应中的质量关系和能量关系（要点：几个术语、焓变计算）一、是非题(对的在题后打“√”，错的打“×”)1．物体的温度越高，则所含的热量越多。
“×” 2．热是一种传递中的能量。
“√”3．同一状态可能有多个热力学能值。
“×”4．热力学定律是概括物质宏观变化规律，而不是通过对物质微观粒子性质及其变化规律的了解推导出来的。
“√” 5．体系对环境做功数值上必须不大于体系热力学能的减少。
“√”6．体系状态不变，其状态函数也不变；但体系的状态函数不变，其状态不一定不变。
“√”7．任何情况下，化学反应的热效应只与化学反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
“×”8．已知下列反应：H2(g)+1/2O2(g) === H2O(l) Δr H mӨ=–285.8 (kJ·mol–1)当温度升高100K时，此反应的Δr H mӨ(T)远大于Δr H mӨ。
“×”9．金刚石和石墨燃烧时各放出热量为395.39和393.3kJ·mol–1，则由石墨变为金刚石时体系必吸热。
“√”10．恒压下ΔH=q P及ΔH=Ｈ2–Ｈ1，因为Ｈ2与Ｈ1均为状态函数，故q P也是状态函数。
“×”11．反应放出的热量不一定是该反应的焓变。
“√”12．体系的焓变等于恒压反应热。
“×”13．反应H2(g)+S(g)→H2S(g)的Δr H mӨ就是H2S(g)的标准摩尔生成焓。
“×”14．由于CaCO3分解是吸热的，所以它的摩尔生成焓为负值。
“×”二、选择题1．根据热力学中的规定，下列物质中标准摩尔生成焓为零的有A\C 。
A.C(石墨) B.Br2(g) C.N2(g) D.P(红磷)2．已知A+B→M+N(Δr H mӨ)1=35 kJ·mol–12M+2N→2D(Δr H mӨ)2=–80 kJ·mol–1则A+B→D的(Δr H mӨ)3为 C (kJ·mol–1)。
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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)
ΔrSm(T K)≈ΔrSm(298.15K)
例 计算反应：2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)的rSm 解： 2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)
Sm/(J· -1· -1) 248.22 205.138 256.76 mol K
§2.1 化学反应的方向和吉 布斯自由能变
§2.2 §2.3
化学反应速率 化学反应的限度
第二章 化学反应的 方向、速率和限度
第一节 化学反应的方向 和吉布斯自由能变
2.1.1 化学反应的自发过程
自发过程 定义：在一定条件下不需外界作功，一经引发 就能自动进行的过程。 例如： 水从高处流向低处 铁在潮湿的空气中锈蚀 锌置换硫酸铜溶液反应 要使非自发过程得以进行, 外界必须作功。 例如：欲使水从低处输送到高处，可借助水泵 作机械功来实现。 注意 ：能自发进行的反应，并不意味着其反应 速率一定很大。
在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒 子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排 列状态, 混乱度最小, 熵值最小。 任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定 为零(S0
以此, 可求得在其它温度下的熵值(ST)。 例如：我们将一种纯晶体物质从0K升到 任一温度(T),并测量此过程的熵变 量(ΔS), 则该纯物质在T K时的熵 ΔS ＝ST - S0 ＝ ST - 0 ＝ ST
6. 同系物中摩尔质量越大，Sm值也越大。例如
F2(g)
203
Cl2(g)
223
Br2(g)
245
I2(g)
261
7. 对于同一温度下的分散体系而言，溶液的熵 值总大于纯溶质和纯溶剂的熵值。
将下列物质按标准摩尔熵值由小到大排列： LiCl(s) Li (s) Cl2(g) I2(g) Ne(g)
Ba(OH)28H2O(s) + 2NH4SCN(s)
Ba(SCN)2(s) + 2NH3(g) + 10H2O(l)
熵变是判别反应自发性的一种因素。从熵变角度看这 是熵增过程。但也可列举出体系熵减而变化仍能自发进行 的例证。例如在−10°C的液态水会自动结冰变成固态，由 液态变固态是熵减的过程，但它是放热过程，焓变为负值。 因此，只有综合考虑化学反应的焓变和熵变，才能判 定过程是否自发，因此引出Gibbs自由能的概念。
rGm ＝ rHm - T rSm
各种 情况 H r m
符 号 rSm rGm
反应情况
任何温度下均为 自发反应
1
-
+
-
2
3 4
+
+ -
+ -
+
常温(+) 高温(-) 常温(-) 高温(+)
任何温度下均为 非自发反应
常温下为非自发反应 高温下为自发反应 常温下为自发反应 高温下为非自发反应
(3) 化学反应方向的判断
现在可以用rGm的符号来判断化学反应的方向：
rGm 0 rGm 0 rGm 0
反应能正向进行
反应达到平衡状态
反应不能正向进行
应用此不等式判断化学反应方向的条件： 恒温、恒压且只做体积功。可记为：
rGm (T , P ,W 0) 0
例：将固体NH4NO3溶于水中溶液变冷，则该过程 的⊿G, ⊿ H,⊿S的符号依次是 ( ) A.+-- B.++- C.-+- D.-++
一切自发过程的本质特征： (1) 自发过程具有不可逆性，即它们只能朝 着某一确定的方向进行。 (2) 自发过程有一限度——平衡状态。
(3) 有一定的物理量判断变化的方向和限度。
对于化学反应，有无判据来判断它们进
行的方向与限度呢？
2.1.2 影响化学反应方向的因素
1.化学反应的焓变 对化学反应，很多放热反应在298.15K,标 准态下是自发的。 例如: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) rHm = -890.36 kJ· -1 mol
标准摩尔熵 定义：某单位物质的量的纯物质在标准态下的 熵值称为标准摩尔熵。
符号：Sm 单位：J· -1· -1 mol K
影响熵值的因素
1.温度升高，物质的熵值增大。
2. 同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵 值，而后者又大于固态的熵值。 3.气态多原子分子的熵值比单原子分子大。 例如： N2(g) NO(g) NO2(g)
再如
2.Ag2O(s) → 2Ag(s) + rHm=31.05 kJ· -1 mol
1 2 O2(g)
反应前后, 不但物质的种类和 “物质的量”增多, 并产生了热运 动自由度很大的气体, 整个物质体 系的混乱程度增大。
2. 化学反应的熵变
熵 定义：描述物质混乱度大小的物理量。 物质(或体系)混乱度越大,对应的熵值越大。 符号：S 。单位: JK-1
rSm＝2Sm(SO3)-[2Sm(SO2)+Sm(O2)]
={2(256.78)-[2(248.22)+205.138]} J· -1· -1 mol K =-188.06 J· -1· -1 mol K 注意熵的符号和单位
3. 化学反应的吉布斯自由能变： 热化学反应方向的判据
(1)吉布斯自由能的引入背景：前已述及，单凭焓变不足以 判断反应自发进行的方向。例如，下面即为自发进行的 吸热反应。
ΔrHm “高温”是指当T > Δ S 时 r m
2.1.3 热化学反应方向的判断
1.标准摩尔吉布斯自由能变
定义：化学反应中各物质均处于标准状态时的摩尔吉 布斯自由能变称为标准摩尔吉布斯自由能变。
记为： r G
θ m
o m
当温度T=298.15K时： rG
r H T r S
o m
o m o m
o m
对任意温度T，由于 r H , r S 随温度变化不 o o 明显，可忽略温度对 r H m , r Sm 的影响。即：
r G (T ) r H (298.15K ) T r S (298.15K )
o m o m o m
若参与化学反应的各物质均处于标准状态，则可用标 o 准摩尔吉布斯自由能变 r Gm (T ) 0来判断反应方向。
(2) 吉布斯自由能变
摩尔吉布斯自由能变量(简称自由能变)， 以rGm表示，单位：kJ· -1。 mol
吉布斯公式 在等温、等压下, 化学反应摩尔吉布斯 自由能变(rGm)与摩尔反应焓变(rHm)、 摩尔反应熵变(rSm)、温度(T )之间有 如下关系: rGm ＝ rHm – T rSm
(2) 利用吉布斯公式计算 ΔrHm(298.15K)＝ iΔfHm(生成物，298.15K)
+iΔfHm(反应物，298.15K)
ΔrSm(298.15K)＝ iSm(生成物，298.15K) + iSm(反应物，298.15K) ΔrGm (298.15K) ＝ ΔrHm(298.15K)－ 298.15×ΔrSm(298.15K)
自发过程一般都朝着能量降低的方向进行。 能量越低，体系的状态就越稳定。
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 可见，把焓变作为反应自发性的判据是 ΔrHm > 0时: 化学反应不能自发进行 不准确、不全面的。除了反应焓变以外，还 但实践表明: 有些吸热过程(ΔrHm > 0) 有其它因素(体系混乱度的增加和温度等), 亦能自发进行。 也是影响许多化学和物理过程自发进行的 例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) 因素。 rHm = 14.7 kJ· -1 mol 1 2.Ag2O(s) → 2Ag(s) + 2 O2(g) rHm=31.05 kJ· -1 mol
ΔrG m ＝ 173.2 kJ· –1 mol