1.化学反应基本规律-复习版
普通化学 化学反应的基本规律
第二十三讲化学反应的基本规律一、内容提要：本讲主要是讲解化学反应速率、焓、熵与熵变、吉布斯自由能、化学平衡等问题。
二、本讲的重点是：影响化学反应速率的因素、热力学能与热力学第一定律、焓、化学平衡特征及平衡常数表达式、影响化学平衡的移动的因素。
本讲的难点是：熵与熵变、吉布斯自由能、反应温度对吉布斯自由能变及反应方向的影响、反应的标准摩尔吉布斯自由能变三、内容讲解：1、化学反应速率化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
浓度一般用摩尔浓度，时间则根据反应的快慢用秒、分或小时等。
影响化学反应速率的因素：(一)浓度对反应速率的影响质量作用定律：对一些简单的化学反应来说，反应速率与反应物浓度（以方程式中该物质的系数为指数）的乘积成正比。
这一结论叫做质量作用定律。
对于某一反应一般可表示为：aA+bB→eE+dDv=k·[A]a·[B]b—反应速率方程式，又称作质量作用定律表达式。
式中k是一个比例常数，叫做反应速率常数，它的物理意义是各反应物浓度等于1mol·dm-3时，反应速率的大小，对于一个给定的反应，k值与反应物的浓度无关，只随温度而变。
在反应速率方程式中，浓度项的指数总和(a+b)叫做反应的级数。
注意：上面的关系式只适用于基元反应。
基元反应：反应物分子只经过一步反应就直接转变为产物分子(这种由一个基元反应组成的反应叫做简单反应)。
在化学反应中，只有极少数的反应，反应物到生成物是一步完成的，即反应为分子相互作用，直接生成生成物分子，但极大多数反应是分成几步的，即几个连续过程来进行的，是非基元反应，也可说是几个基元反应组成的复杂反应，这时的质量作用定律虽然适用于每一个过程，但往往不适用于总的反应。
例如：反应：2NO十2H2→N2+2H20由实验测得：v=k·[NO]2·[H2] 级数=3经研究它是由下面两个连续的过程进行的。
化学反应复习PPT课件(初中科学)
相对原子质量：H-1 C-12 O-16 S-32 Cl-35.5 K-39 Ca-40
试计算下列化学式的相对质量
2H2O2 CaCO3 2KClO3 3O2
68
100
245
96
➢例1、完全燃烧多少克镁，可生成10克氧化镁？（Mg:24 O:16）
【书写格式】
【解题步骤】
解：设需完全燃烧镁X 。
可燃物燃烧时不一定都与 氧气
反应。
练习：
由干燥的氯酸钾和二氧化锰组成的 混合物的质量为9.9g。把该固体混合物 放到大试管中加热，反应完全后，冷却 到反应前的温度，称得试管中固体物质 的质量为7.2g。
（1）求原混合物中氯酸钾的质量。
（2）反应后试管中固体物质是什么？ 它们的质量各是多少？
解 解：根据质量守恒定律，生成氧气为9.9g-7.2g=2.7g
答:产生氧气1.6克，合体积1.12升。
练习3：把一定质量的碳放在一定质量的氧气 中燃烧。实验数据如下表：
第一次 第二次 第三次
氧气质量／克
８
１６ ２４
碳质量／克
３
１２ ６
生成的CO2的质量／克 １１ ２２ ２２
（1）这三次实验，从数据看，哪几次符合 质量守恒定律？
（哪2）种第物二质次有实剩验余为？什余么下不多生少成克2？8C克6ＣgＯ２？ （哪3）种第物三质次有实剩验余为？什余么下不多生少成克3？0o克2 Ｃ8gＯ２？
3 CO2+ 4 Na
高温 高压
C+2 Na2CO3
1、质的方面： 表示参加反应是什么物质，结果生成什么物质； 表示反应物在什么条件下进行反应。
2、量的方面： 表示反应物、生成物各物质之间的分子数比； 表示反应物、生成物各物质之间的质量比。
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用知识梳理1．氧化还原反应规律(1)价态规律 ①元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。
如Fe 3＋、Cu 2＋只有氧化性，S 2－、I －只有还原性，Cl 2、Fe 2＋既有氧化性又有还原性。
②价态归中规律不同价态的同种元素间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”。
而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
如在反应KClO 3＋6HCl===KCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化产物是Cl 2，还原产物是Cl 2，1 mol KClO 3反应时转移电子数是5N A ．③歧化反应规律“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。
1 mol Cl 2反应时转移电子数为N A 。
(2)强弱规律①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。
在反应中，较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
如根据反应Cl 2＋S 2－===S ↓＋2Cl －，可以确定氧化性Cl 2>S ，还原性S 2－>Cl －。
②先后规律a ．同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋>Br －，所以Cl 2先与Fe 2＋反应。
b ．同时含有几种氧化剂时――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋>Cu 2＋>H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应。
(3)守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
有机化学反应类型归纳及复习
有机化学反应类型归纳及复习2009.10.2一、取代反应 1．概念：有机物分子里某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应。
2．能发生取代反应的官能团有：醇羟基（－OH ）、卤原子（－X ）、羧基（－COOH ）、酯基（－COO －）、肽键（－CONH －）等。
（1）烷烃卤代条件：光照，卤素为纯卤素，如氯气，溴蒸气（不能是溴水） 产物：卤代烃（R-X ）+ 卤化氢（HX ）（2）苯及苯的同系物卤代条件：催化剂（Fe ），纯卤素：苯环上的氢被取代 光照；纯卤素：苯环侧链上的氢被取代（3）卤代烃水解条件：NaOH 水溶液。
其中水是反应物，NaOH 能促进水解平衡向右移动C 2H 5-Br + H -OH −−−→−∆/NaOH C 2H 5OH + HBr ； 生成的HBr 能与NaOH 继续反应：NaOH+HBr →NaBr+H 2O两个方程式综合起来，也可以写成：C 2H 5-Br + NaOH −→−∆C 2H 5OH + NaBr （4）醇：成醚：CH 3CH 2-OH+H-O-CH 2CH 3−−−−→−C140/浓硫酸CH 3CH 2-O-CH 2CH 3+H 2O 卤化：CH 3CH 2—OH +H —Br −→−∆CH 3CH 2Br + H 2O （5）酚：卤化、硝化（6）羧酸酯化：条件：浓硫酸；加热R-COO-H + H-O-R ′−−−→−∆/浓硫酸R-COO-R ′+ H 2O （7）酯水解条件：酸性水解或碱性水解;碱性水解生成了盐，要通过酸化变成酸溶液，然后经过蒸馏得到有机酸。
CH 3COOC 2H 5＋H 2O −−−→−∆/浓硫酸CH 3COOH ＋C 2H 5OH ；RCOOR ′＋NaOH −→−∆RCOONa ＋R ′OH 3．能发生取代反应的有机物种类如下图所示：二、加成反应 1．能发生加成反应的官能团：双键、三键、苯环、羰基（醛、酮）等。
（1）C=C 与H2、X2、HX 、H2O ： （2）C ≡C 与H2、X2、HX 、H2O ： （3）苯与H2（4）醛、酮与氢气加成： （5）油脂氢化：2．加成反应有两个特点：①反应发生在不饱和的键上，不饱和键中不稳定的共价键断裂，然后不饱和原子与其它原子或原子团以共价键结合。
《化学反应原理》全册知识点归纳
《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△H为“＋”或△H＞0。
常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥钠与水的反应常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g、l、s分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用aq表示)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量：1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
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)。
化学反应规律知识点总结
化学反应规律知识点总结一、化学反应的基本概念化学反应是指物质之间发生相互作用，形成新的物质的过程。
化学反应包括化学变化和化学平衡两个基本过程。
1. 化学变化化学变化是指化学反应中发生的物质的性质和组成的改变。
常见的化学变化包括氧化、还原、电离、水解、酸碱中和等。
2. 化学平衡化学平衡是指化学反应中反应物和生成物的浓度或物质的量处于一种相对稳定的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的浓度或物质的量保持一定的比例关系。
二、化学反应的类型化学反应包括合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应等不同类型。
1. 合成反应合成反应是指两种或两种以上的物质在一定条件下结合成一种新的物质的化学反应。
例如，2H2 + O2 → 2H2O，氢气和氧气生成水。
2. 分解反应分解反应是指一种物质在一定条件下分解成两种或两种以上的物质的化学反应。
例如，2H2O → 2H2 + O2，水分解成氢气和氧气。
3. 置换反应置换反应是指一种物质中的原子或离子与另一种物质中的原子或离子交换位置，形成新的物质的化学反应。
例如，2Na + 2H2O → 2NaOH + H2，钠和水反应生成氢气和氢氧化钠。
4. 双替换反应双替换反应是指两种物质中的离子相互交换，形成新的物质的化学反应。
例如，HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
三、化学反应的速率化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
化学反应的速率与反应物的浓度、温度、压力等因素有关。
1. 反应物的浓度反应物的浓度越高，化学反应的速率越快。
反之，反应物的浓度越低，化学反应的速率越慢。
2. 温度温度越高，化学反应的速率越快。
高温会增加分子的随机热运动，使分子之间的碰撞频率增加，从而加快化学反应的速率。
3. 压力在气相反应中，压力越高，化学反应的速率越快。
高压会减小气体分子之间的距离，增加分子之间的碰撞频率，从而加快化学反应的速率。
化学反应规律
化学反应规律化学反应是物质之间发生变化的过程，它遵循一定的规律。
通过研究这些规律，我们可以更好地理解和预测化学反应的发生过程。
本文将介绍几个重要的化学反应规律。
一、质量守恒定律质量守恒定律是化学反应中最基本的规律之一。
它指出在任何化学反应中，反应前后的物质总质量保持不变。
换句话说，反应物质的质量等于生成物质的质量之和。
这个规律是基于大量实验观察得出的，可以用来解释化学反应中物质的转化过程。
二、能量守恒定律能量守恒定律是化学反应中另一个重要的规律。
它指出在化学反应过程中，能量的总量保持不变。
化学反应既可以吸收能量，也可以释放能量。
吸收能量的化学反应称为吸热反应，释放能量的化学反应称为放热反应。
能量守恒定律对于研究化学反应的热效应和能量变化具有重要的指导意义。
三、摩尔比例定律摩尔比例定律是描述化学反应物质之间摩尔比例关系的规律。
它表明在化学反应中，不同物质之间的摩尔比例是固定的。
例如，化合物的化学式可以用摩尔比例表示，如H2O表示水分子中氢原子和氧原子的比例为2:1。
摩尔比例定律的发现为研究化学反应的化学计量提供了重要的依据。
四、速率与浓度关系化学反应的速率与反应物的浓度之间存在一定的关系。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
这是因为反应物浓度的增加会增加反应物分子之间的碰撞频率，从而增加反应发生的可能性。
速率与浓度关系的研究对于探索化学反应动力学和反应速率常数具有重要的意义。
五、化学平衡定律化学平衡定律是描述化学反应平衡状态的定律。
它表明在一定条件下，反应物质之间的摩尔比例会达到一个稳定的状态，称为化学平衡。
在化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度之间存在一定的关系，这由平衡常数来描述。
化学平衡定律的发现为研究化学反应的平衡条件和平衡常数提供了重要的依据。
六、速率与温度关系化学反应的速率与温度之间存在一定的关系。
一般来说，反应速率随着温度的升高而增加。
这是因为温度的升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加反应物分子的碰撞能量，提高反应发生的可能性。
中学化学反应基本类型的归纳及规律
中学化学反应基本类型的归纳及规律一、化合反应1、金属单质或非金属单质与氧的化合。
活泼性强的金属易与氧化合，反之难化合。
如：K、Na、Ca常温与O2化合迅速，Ag、Pt、Al加热也不与O2反应。
氧化性显著的非金属一般难或不与O2化合，还原性强些的非金属容易与O2化合。
如：Cl2、Br2、I2不与O2化合，N2与O2难反应，P、C与O2可燃烧，变价元素与O2在不同条件下常形成不同价态的化合物，Fe与O2加热形成Fe2O3，燃烧形成Fe3O4。
2、酸性化合物与碱性化合物的化合。
两者相对的酸、碱性相差越大，则越易化合。
如：CaO与SO3易化合，Ca与SiO2需高温才能化合，CO2与CuO、Al2O3不反应，NH3与H2SiO3难或不反应、与HCl易反应。
3、氧化物的水化。
少数碱性氧化物，如K—Mg的氧化物反应生成碱，两性氧化物与水均无反应，酸性氧化物大部分与水反应，SiO2例外。
二、分解反应1、氧化物分解。
活泼金属氧化物一般加热不分解，不活泼金属氧化物一般加热分解，如Ag2O、CaO；活泼非金属氧化物一般不稳定，不活泼非金属氧化物常难以热分解，如P2O5、SiO2。
2、气态氢化物的热分解。
一般强非金属气态氢化物难分解，弱非金属气态氢化物较易分解。
3、含氧酸的分解。
多数含氧酸能分解成酸性氧化物和水，但H3PO4可视为加热不分解。
4、盐的分解。
铵盐一般热分解成氨和酸。
强氧化性不稳定酸的铵盐热分解复杂，发生氧化还原反应。
非氧化性含氧酸盐对应酸酐挥发难分解，碳酸盐多数热分解，但K2CO3、Na2CO3例外，而硝酸盐全分解。
活泼金属硝酸盐热分解为亚硝酸盐和O2，中等活泼的分解为NO2、O2与金属氧化物，很不活泼金属硝酸盐热分解出NO2、O2和金属单质。
其它盐如KClO3、KMnO4、AgBr等受热也分解。
三、复分解反应1、酸性氧化物跟碱的反应。
但不溶性氧化物与碱一般需加热，如NaOH与SiO2。
碱与过量酸性氧化物作用生成酸式盐。
化学反应规律
化学反应规律化学反应是物质发生变化的过程，它遵循一定的规律。
了解和掌握化学反应规律对于理解化学现象、解决实际问题以及推动科学进步都具有重要意义。
本文将介绍化学反应规律及其相关内容。
一、化学反应的速率化学反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量。
化学反应速率受到多种因素的影响，主要包括温度、浓度、催化剂和物理状态等。
1. 温度对反应速率的影响温度是影响反应速率的重要因素之一。
一般来说，随着温度的升高，反应速率会加快，因为热引起了反应物分子的热运动增加，使它们更容易发生有效碰撞。
2. 浓度对反应速率的影响浓度是指单位体积内溶液或气体中溶质或气体的含量。
浓度的增加会导致反应物分子之间的碰撞频率增加，从而提高反应速率。
3. 催化剂对反应速率的影响催化剂是能够在反应中降低活化能的物质。
它通过提供一个新的反应途径，使反应物更容易转化为产物，从而加速反应速率。
催化剂在反应结束后并不发生化学变化，可以反复使用。
4. 物理状态对反应速率的影响物理状态的改变也会对反应速率产生影响。
一般来说，固态反应速率比液态反应速率慢，而气态反应速率相对较快。
这是因为固体分子之间的相互作用较强，排列有序；而气体分子之间相互距离较大，容易发生碰撞。
二、反应平衡在许多化学反应中，反应物会转化为产物，但并不是所有反应都会完全转化。
一些反应在一定条件下会达到动态平衡。
1. 动态平衡的特征动态平衡是指在封闭系统中，反应物与产物之间的浓度保持一定比例的状态。
在动态平衡下，反应物和产物之间的反应速率相等，表现为宏观上看到的物质总量保持不变。
2. 影响动态平衡的因素动态平衡的方向和位置受到多种因素的影响。
改变温度、浓度和压力等条件可以改变平衡位置，使反应向着生成物或反应物方向移动。
三、化学反应速率与反应物质量关系化学反应速率与反应物质量之间存在一定的关系。
1. 反应速率与反应物质量的关系在化学反应中，反应速率与反应物质量的浓度成正比。
如果反应物质量增加，反应速率也会随之增加；反之，反应物质量减少则反应速率减小。
化学反应的基本规律
反应热（Q）
四、恒容反应热和恒压反应热
恒容反应：
即：恒容反应热等于体系的内能变化。
ΔU=Q－W=Qv－W体 = Qv
恒压反应：
W = W体= p·△V = p(V2 － V1 )
20、适用条件：
应用：对于一定状态下的理想气体，已知其中几个物理量，可以求未知量：p、V、n、T。
40、公式变换：
二、分压定律
如果几种理想气体混合在一起，相互之间不发生化学反应，那么每种气体的分压和混合气体的总压之间，遵循道尔顿分压定律： 即：混合气体的总压力等于混合气体中各组分的分压之和。 A,B,C …i…
两个容器的器壁承受的压力是否相同？
A B
每种组分气体仍然遵守理想气体状态方程
01
02
03
04
设混合气体含有A、B两组分气体，方程变换如下：
xi- i组分气体的摩尔分数。
即：组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。
05
已知总压、组分的物质的量，可以计算分压。
按体系和环境的相互关系不同，可将体系分为以下三类：
敞开体系
封闭体系
孤立体系
状态函数
状态函数就是描述体系状态的物理量。状态函数的2大特性： 体系的状态一定，状态函数就有确定的值； 体系的始态和终态一定时，状态函数的变化值为一定值， 与体系的变化途径无关。
二、内能、热和功的概念
一杯水：
ΔT＝80℃－20℃＝60℃
PO2= 同理PN2=
【例1】 某温度下，将2×105Pa的O2(3 dm3)和3×105Pa的N2(6 dm3)的充入6 dm3的真空容器中，求混合气体的各组分的分压及总压。 PA=PO2 +P N2= 1×105+3×105= 4×105（Pa）
化学反应基本规律笔记
化学反应基本规律笔记
化学反应的基本规律与现代化学的发展有着重要的关系，它提供了理解分析各种化学反应过程的有效框架，为研究化学反应动力学提供了基本的知识和工具。
化学反应的基本规律包括反应化学平衡、物质稳定性、物质活度等方面。
反应化学平衡规则是指在一个特定的化学反应条件（压力、温度等）下，反应有没有达到化学平衡，如果是，则反应涉及的物质的摩尔比例是一定的，在此种情况下，反应的前后速率都很低，反应的潜热和活化能也很低，但是反应发生的能量也很低，不能作为热和动能的来源。
物质稳定性法则指，所有自发反应都是稳定物质向不稳定物质反应，而不稳定物质能合成稳定物质，因此可以认为所有化学反应都是物质稳定性由高到低的过程。
物质活度法则指，化学反应物中物质活度越高，反应的速率就越快，温度升高时，反应速率也会增加。
而温度降低时，反应速率会降低，这种情况下，可以通过改变反应条件或者增加活性物质的浓度来提高反应的速率。
在这些基本规律的基础上，还有物质的反应机理、反应物的活泼性、反应动力学等理论，可以用来分析各种化学反应。
催化剂法则是指催化剂可以大大改变化学反应的速率，以及使反应方程式中某些反应物不参与反应，使反应过程更加细致，以达到一定的效果。
催化剂有两种，一种是化学催化剂，这种可以增加反应物的活化能和反应速率；另一种是物理催化剂，如光线、热和电等，可
以改变反应条件，影响反应的可逆性。
绿色化学是一个新的研究方向，它提出了几个基本原则，即“精确控制、源头排放、低能耗、低毒害、可循环使用”。
绿色化学要求在化学反应过程中，节约资源，减少污染，同时也充分考虑环境保护，以达到可再生和可持续发展的目的。
以上就是化学反应基本规律的简要介绍。
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第三章化学第一节化学反应的基本规律一、化学反应速率（一）化学反应的进度与反应速率的表示法化学反应速率就是指化学反应的快慢。
通常可用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加，来表示化学反应的速率v :由于反应物或生成物的浓度随反应的进行不断变化，其反应速率也是不断变化的。
因而用上述公式表示的反应速率v，实际上是在某一时间段△t内的平均速率。
对于指定时刻的瞬时速率则可用下式表示：用反应物或生成浓度随时间的变化率来表示化学反应速率比较直观，但有一定的局限性：当反应物与生成物的化学计量数不是 1 时，选用不同的反应物或生成物作为测量标准，就会得出不同的v 值，即在相同条件下，同一反应具有不同的反应速率。
例如为了避免这样的麻烦，国际纯粹及应用化学会建议改用化学反应进度随时间的变化来表示化学反应的速率。
定义：在反应某一阶段内化学反应中任何一种反应物或生成物的量的变化Δn (dn ）与其化学计量数v 之商为该化学反应的反应进度ξ，其单位是mol 。
对于反应由于在反应中，反应物是减少的，其△n 为负值，而生成物是增加的，其△n 为正值。
因此在计算反应进度时，规定反应物的v取负值，生成物的v取正值。
下面举例说明化学反应进度的概念及其表示法：假定当上述反应进行到反应进度ξ时，消耗掉1 . 0mol 的H2气，即△nH2＝－1 . 0mol，则按反应方程式可以推知同时消耗掉的O2 ( g）的量应为0.5mol ，即△nO2＝－0.5mol ，而同时生成了1 .0mol 的H2O 气，即，按反应进度的定义可求算ξ：由此可知，对任何反应，在任何指定的反应进度，不管以任何反应物或生成物作测量标准，得出的ξ值都是相同的。
因此用化学反应进度随时间的变化率来表示化学反应速率，将不随测量标准不同而不同现在国际上已通用这种反应速率表达式。
（二）影响化学反应速率的因素1 ．反应物浓度对反应速率的影响化学家总结出了化学反应速率与反应物浓度间的关系，称为质量作用定律，即化学反应的速率与反应物浓度一定方次的幂成正比。
化学反应规律
第五讲化学反应规律一、无化合价变化的非氧化还原反应1.酸、碱、盐、氧化物间的反应规律①酸+碱→不发生双水解的盐+水特例：不发生反应的酸+碱：不属于中和反应的酸+碱：②酸1+盐1→酸2+盐2（必须生成更弱的酸或更难产生自由离子的盐）特例：生成更强的酸也发生的酸+盐：Fe2+Ca2+ CO2Ba2+ 的盐溶液+ SO2→不反应。
〔Ba(NO3)2溶液等硝酸盐 + SO2例外〕Mg2+H2SAl3+③酸+碱性氧化物→盐+水：④碱1+盐1→碱2+盐2（必须生成更弱的碱或更难溶解的盐）注意：铵盐与碱反应时，若是加热或浓溶液之间进行，生成盐+ ，否则生成盐+ ⑤碱+酸性氧化物→盐+水：⑦不溶于水的碱→碱性氧化物+水不溶于水的酸→酸性氧化物+水特例：硝酸、次氯酸、硫代硫酸的分解，有化合价的变化。
碳酸、亚硫酸常温下就分解。
⑧碱性氧化物+水→可溶性碱：注意：若生成的碱是难溶于水的，则上述反应不能发生。
⑨酸性氧化物+水→可溶性的酸：注意：∵硅酸不溶于水，∴二氧化硅不能与水化合；∵二氧化氮不属于酸性氧化物，∴二氧化氮与水的反应不符合上述规律。
2.各种水解反应（就是或相当于是物质与水H-OH发生复分解反应）①盐类的水解常考 NH4+、CO32-、Fe3+、Al3+、S2-：双水解：注意：制备氢氧化铁胶体的反应式：②金属碳化物、金属氮化物的水解实例：电石、氮化镁、NH2Cl、Mg2C3、Al4C3的水解：实例：酯类、卤代烃、二糖（麦芽糖、蔗糖）、多糖（淀粉、纤维素）、肽键的水解3、铵盐、酸式碳酸盐、难溶性碳酸盐的分解：注意：硝酸铵的分解有化合价变化而且分解产物复杂、多样，过程中可能爆炸。
碳酸氢钠在溶液中受热不分解，干态时受热才分解。
不溶于水的碳酸盐才会分解，而且要在高温下。
高锰酸钾、氯酸钾的分解过程中，存在化合价的变化。
4、关于CO2/SO2 CO32-/SO32- HCO3-/HSO3- 的共性二、有化合价变化的氧化还原反应1.置换反应①水溶液中的置换Ⅰ.金属之间的置换：注意：水溶液中金属间的置换按金属活动性顺序表置换，前换后（K、Ca、Na除外，它们会优先与盐溶液中水反应生成，在考虑是否在与盐溶液反应，若反应，写出总反应）金属活动性顺序表：Ⅱ.非金属之间的置换：水溶液中非金属间的置换：按Cl Br I S顺序，前可置换后的阴离子。
化学反应工程复习+公式指导
化学反应工程复习总结一、知识点1.化学反应工程的研究对象与目的，研究内容。
化学反应工程的优化的技术指标。
2.化学反应动力学转化率、收率与选择性的概念。
反应速率的温度效应和活化能的意义。
反应速率的浓度效应和级数的意义。
3.理想反应器与典型反应特征理想反应器的含义。
等温间歇反应器的基本方程。
简单不可逆反应和自催化反应的特征和计算方法。
可逆反应、平行反应和串联反应的动力学特征和计算方法。
4.理想管式反应器管式平推流反应器的基本方程典型反应的计算。
停留时间、空时和空速的概念。
膨胀因子和膨胀率的概念。
5.连续流动釜式反应器全混流模型的意义。
全混流反应器的基本方程全混流反应器的计算。
循环反应器的特征与计算方法。
返混的概念、起因、返混造成的后果。
返混对各种典型反应的利弊及限制返混的措施。
6.停留时间分布与非理想流动停留时间分布的意义，停留时间分布的测定方法。
活塞流和全混流停留时间分布表达式，固相反应的计算方法。
多釜串联模型的基本思想，模型参数微观混合对反应结果的影响。
7.反应器选型与操作方式简单反应、自催化和可逆反应的浓度效应特征与优化。
平行反应、串联反应的浓度效应特征与优化。
反应器的操作方式、加料方式。
8．气固催化反应中的传递现象催化剂外部传递过程分析，极限反应速率与极限传递速率。
Da和外部效率因子的定义及相互关系。
流速对外部传递过程的影响。
催化剂内部传递过程分析，Φ和内部效率因子的定义及相互关系。
扩散对表观反应级数及表观活化能的影响。
一级反应内外效率因子的计算。
内外传递阻力的消除方法。
9.热量传递与反应器热稳定性定态、热稳定性、临界着火温度、临界熄火温度的概念。
催化剂颗粒热稳定性条件和多态特性。
全混流反应器、管式固定床反应器热稳定条件。
最大允许温差。
绝热式反应器中可逆放热反应的最优温度分布。
二、具体内容解析 一、 绪论 1．研究对象是工业反应过程或工业反应器研究目的是实现工业反应过程的优化 2． 决策变量：反应器结构、操作方式、工艺条件 3．优化指标——技术指标：反应速率、选择性、能耗 掌握转化率、收率与选择性的概念 4．工程思维方法二、化学反应动力学1. 反应类型：简单反应、自催化、可逆、平行、串联反应基本特征、分析判断2. 化学反应速率的工程表示))((反应区反应时间反应量反应速率＝3. 工业反应动力学规律可表示为：)()(T f C f r T i C i ⋅=a) 浓度效应——n 工程意义是：反应速率对浓度变化的敏感程度。
化学反应基本规律
解：n= n(NH3) + n(O2) + n(N2) =0.320mol+0.180mol+0.700mol =1.200mol
【例1】某容器中有NH3、O2、N2等气体混合物。取样分析后，其中nNH3= 0.320mol，nO2 = 0.180mol，nN2= 0.700mol。混合气体的总压 p= 133.0kPa。试计算各组分气体的分压。
r = m/V P(m/r) = nRT r = P(m/n)/(RT) M= m/n r = (PM)/(RT)
求密度（r)
2
气体方程的运用
惰性气体氙能和氟形成多种氟化物 XeFx。实验测定在80 oC，15.6 kPa 时，某气态氟化氙试样的密度为0.899（g · dm-3)，试确定这种氟化氙的分子式。
3.书写平衡常数表达式的注意事项 ⑴在平衡常数表达式中，习惯上将产物的平衡浓度幂的乘积作分子，各反应物的平衡浓度幂的乘积作分母 ⑵平衡常数表达式的书写与反应方程式一致 例如：N2(g)+3H2(g)→2NH3(g) Kp1=P2(NH3)/P (N2) P3(H2) 1/2N2(g)+3/2H2(g)→NH3(g) Kp2=P (NH3)/P1/2(N2) P3/2(H2) ⑶固体或纯液体不必写进平衡常数表达式 CaCO3(s) →CaO(s)+CO2(g) K=P(CO2)
t
反应物或产物速度随时间的变化曲线
v
t
时间
O
V正
V逆
V正＝ V逆
化学平衡：
单位时间内物质浓度的改变
（3）化学平衡的特征：
a V正＝ V逆
b 各组分浓度不再变化（浓度不一定相等，但相关）
高中化学必掌握的规律知识点精华版
高中化学知识点规律大全——化学反应及其能量变化1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。
氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。
[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。
概念含义概念含义氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物氧化剂与还原剂的相互关系重要的氧化剂和还原剂：(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。
重要的氧化剂有：①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。
②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。
③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性．(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有：①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有2-S、4+S、1-I、1-Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．[氧化还原反应的分类](1)不同反应物间的氧化还原反应．①不同元素间的氧化还原反应．例如：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类．②同种元素间的氧化还原反应．例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应．(2)同一反应物的氧化还原反应．①同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑②同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O③同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应．例如：C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降低了．这类氧化还原反应又叫歧化反应．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：[氧化还原反应的有关规律](1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律．氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关．①金属活动性顺序表．金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱．如还原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋②同种元素的不同价态．特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClO>HClO3>HClO4．⑧氧化还原反应进行的方向．一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行．在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行．④反应条件的难易．不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱．⑤浓度．同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强．⑥H＋浓度．对于在溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H＋浓度越大，其氧化性就越强．(2)氧化还原反应中元素化合价的规律．①一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性．但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如HCl．②价态不相交规律．同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”．所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价态，发生归中反应．(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应．(4)电子守恒规律．在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)．这一点也是氧化还原反应配平的基础。
化学复习笔记-规律篇
常见试剂：①催化剂（触媒）：一变（在化学反应里能改变其他物质的化学反应速率）二不变（而本身的质量和化学性质在化学反应前后都没有改变的物质）。
催化作用：催化剂在化学反应里所起的作用叫催化作用。
注意：二氧化锰只是在氯酸钾分解的反应里作催化剂，在其他反应里可能不是催化剂。
②还原剂：在化学反应中得到氧的物质。
常用的还原剂有H2、CO、C等具有还原性。
③氧化剂：在化学反应中失去氧的物质。
常用的氧化剂有O2等具有还原性。
④干燥剂：易吸收或与水反应的物质。
常用的干燥剂有氢氧化钠、氧化钙（但不能干燥酸性气体如CO2、SO2等）、浓硫酸（但不能干燥碱性气体如NH3等）10、溶液：①溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一、稳定的混合物。
＊溶液由溶质和溶剂组成。
（在溶液里的反应，一般是溶质参加反应）＊溶液中溶剂只有一种，而溶质可以是一种也可以是多种。
②溶质：被溶解的物质叫溶质（可以是气体、液体或固体），但没有溶解的物质不是溶液的一部分，不能认为是溶质。
例：20℃时，50克食盐放入100水中，没有溶解的24克食盐不是溶质，不是溶液的一部分＊＊K2O、CaO、Na2O、BaO、CO2、SO2、SO3、P2O5溶于水后溶质是它们与水反应的生成物。
＊＊结晶水合物溶于水后溶质是没有结晶水的物质。
如：CuSO4•5H2O溶于水后溶质是CuSO4。
③溶剂：能溶解其他物质的物质叫溶剂。
＊由固体或气体与液体组成的溶液中溶剂通常是液体，不指明溶剂的溶液其溶剂是水。
＊由液体与液体组成的溶液中，量多的为溶剂，量少的为溶质。
如果有水存在，水一定是溶剂。
④溶液的分类：（饱和溶液和不饱和溶液）＊饱和溶液：在一定的温度下，一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质溶液叫做这种溶质的饱和溶液。
＊不饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂里，还能继续溶解某种溶质的溶液叫做这种溶质的不饱和溶液。
注意：饱和溶液不一定是浓溶液，不饱和溶液不一定是稀溶液＊同种溶质在同一温度下，饱和溶液比不饱和溶液的浓度大＊饱和溶液与不饱和溶液的相互转化一般情况下：向饱和溶液加溶剂或升高溶液温度可使饱和溶液变为不饱和溶液；向不饱和溶液加溶质、降低溶液温度、蒸发溶剂可使不饱和溶液变为饱和溶。
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1.定容过程反应热 QV
V2 =V1 △V =0 ∵ △U =Q +W ∴ △U =Q -P△V =QV
2. 定压过程反应热 QP
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V
∴ QP =△U +P△V
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Qp U +pV2 V1
U2 U1+p2V2 -p1V1
(U 2 p2V2 ) U1 p1V1 U pV
令 H=U+pV ——焓
即得 Qp H
恒压热效应在数值上等于体系焓的变化
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焓的性质
❖焓是状态函数，有加和性。
H=U+pV
❖焓的绝对值无法确定，单位J
ΔH=H2-H1
❖焓随温度T 变化
H U p V
ΔH=ΔU+ΔngRT
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内能U（Internal Energy）
系统内部能量的总和。单位J
分子的动能，分子间的势能，分子中原子、电子运动的 能量，核内基本粒子间的核能等。
认识不会穷尽，故绝对值不可知，但改变值可知。
❖ 内能的特点：
内能的绝对值无法确定 内能是体系的状态函数 内能与物质的量n成正比
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参考态元素通常指在所讨论的温度和压力 下最稳定状态的单质。
标准摩尔焓变的计算 以乙炔的完全燃烧反应为例: C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+ H2O（l） 可将此反应分解为四个生成反应：
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关于系统混乱度的增加
混乱度——组成物质的质点在一个 指定空间区域排列和运动的无序程度。
r
Hθ m,298.15
RT2
+
r
Sθ m,298.15
R
－
ln
K2θ K1θ
Hθ r m,298.15 R
1
T1
1 T2
Hθ r m,298.15 R
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1.1.4 盖斯（Hess）定律和反应热效应的计算
H为状态函数 H=H2-H1
H与过程无关，具有加和性
所以恒压反应热效应数值上 与化学反应的途径无关
Hess定律：化学反应的反应热（在定压或定容下 ）只与物质的始态和终态有关，而与变化的途径 无关。
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可求
Gθ 298.15 K
其它T
下：可化为
H
θ T
H θ 298.15 K
STθ
S θ 298.15k
求出任意温度下的G
代入Gibbs方程
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（2）由fG m,298.15来求
Gθ f m,298.15
——标准摩尔生成自由焓（查附表1）
定义：（与fH m,298.15相似）
•
p(B)/p
b
K ϴ 是量纲为1物理意义：
Kθ 值越大，反应向正方（右）进行得越彻底（转化
率越大）；
K θ 值越小，反应向正方（右）进行的趋势越小；
2）平衡常数的性质：
Kθ值不随浓度(分压)而变化，但受温度影响
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（3）关于平衡常数表达式: a) 与反应方程式写法有关； b) 固体或纯液体不出现在平衡常数表达式中； c) 适用于一切平衡系统。
B ( pB / p )B
2 p(NH3) / p 2 2 p(N2 ) / p 2 p(H2 ) / p
3
K 4
K
即：针对合成氨反应，增加压力将导致反应向 右进行
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2. T 对K 影响：
由
rGmθ,T RT ln Kθ
r
Hθ m,T
-T
r
Sθ m,T
Gθ r m,298.15
Gθ
B f m,298.15
B
单位：kJ·mol-1
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(3) 任意状态下反应的G （非标态）
恒温恒压，任意状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm(T)与标准 状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm (T)之间有如下关系:
ΔrGm(T)=ΔrGθm (T)+RTlnПB(pB/pϴ)υB
低温自发
→NH4Cl(s)
高温自发 CaCO3（g）→ 低温非自发 CaO +CO 北方工业大学机(s械)与材料工程2学(g院)
2、吉布斯函数变的计算
（1）由Gibbs方程来求
Gθ Hθ TSθ
恒T ： Gθ H θ TSθ （T 对G 影响）
查表求出
H
θ 298.15
K，S
θ 298.15 K
我们看一个混乱度增加的例子：
这是气体在自动扩散，混乱度增大了。
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一、熵（ entropy ）与熵变
1、熵（S）：表征系统内部质点混乱度和无序度
混乱度
（有序程度）
几点说明：
S
单位： J ·mol-1 ·K-1
1. 系统越混乱，熵越大
2. 熵是系统的状态函数
3. 温度增高，熵值越大 4. 同一物质，气态的熵大于液态的熵，液态的熵大于固态的熵 5. 分子愈复杂熵值越大 6. 固态或气态溶解后熵值增加。但气体溶于固态或液体后熵 值减小，气体溶于气体后熵值增加
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1.1.1 化学热力学的基本概念
1.系统和环境
系统：作为研究对象而有目的地 划分出来的一部分物质及空间
1. 敞开系统
2. 封闭系统
系统 system
3. 孤立系统
环境：与系统密切相关的其它部分
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相：系统中物理性质和化学性质完全相同的部分 相与相之间有明显的界面
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恒压下ΔH、ΔS 和T 对反应自发性的影响
类 型 ΔH
ΔS
ΔG =
ΔH-TΔS
反应 情况
举例
1 -+ 2+ 3- 4+ +
－
＋
高温为+ 低温为高温为低温为+
任何温度 下皆自发
2O3(g)→3O2(g)
任何温度 下非自发
CO(g)→ C(s) +1/2O2(g)
高温非自发 HCl(g)+NH3(g)
力（pB）之和,称为分压定律：
P =ΣB pB
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3. 化学反应进行的程度-化学平衡
可逆反应进行到一定程度时，系统中反应物 与生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎 已“停止”。系统的这种表面上静止的状态叫 做化学平衡状态。
化学平衡是一种动态平衡。 平衡时，正、逆反应速率相等。
1. 分压、总压力对化学平衡的影响
p(G) / p
g
p(D) / p
d
p( A) / p
a
p(B) / p
b
增加反应物压力或浓度，反应向右进行，增加产 物压力或浓度反应向左进行
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对于一个有气体参加的化学反应
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)
改变系统总压力，如总压力增大一倍，则：
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热量Q（Heat）
热力学中将能量交换形式分为热和功。
❖热—由于温度不同，体系和环境间传递的 的能量。单位J
热不是状态函数
规定
吸热使体系能量增加，Q＞0，为正值 放热使体系能量减少，Q＜0，为负值
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功W（Work）
❖功—体系和环境间除热以外以其它各种形 式传递的能量。单位J 体积功W体和非体积功W΄
G H TS 自由焓，状态函数
并证明
W最' 大 G
体系在可逆过程做最大有用功
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ΔG =ΔH- TΔS
G 0 G 0 G 0
自发 平衡 非自发
恒T、P反应 自发性判据
在标态下： Gθ 0 来判断自发进行的方向
反应能否自发进行，不但和其焓变有关， 而且和其熵变有关
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化学平衡常数 实验表明，在一定温度下，化学反应 处于平衡状态时，各有关物质浓度（分 压)之积的比值是一个确定的值。
如：对于平衡：aA + bB gG + dD
Kc cg (G) cd (D) 称浓度平衡常数
ca (A) cb (B)
Kp pg (G) pd (D)
pa (A) pb (B)
称分压平衡常数
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化学平衡常数
对于一个处于平衡态的化学反应
标准平衡常数：
K B ( pBeq / p )B
例如，对于反应: aA(g)+bB(g) gG(g)+dD(g)
有：
p(G)/p
g
•
p(D)/p
d
K
p(A)/p
a
北方工业大学机械与材料工程学院
熵增原理
研究发现：一个孤立体系总是朝着熵值增加的方向 自动进行——熵增原理 ΔS(孤)＞0
标准摩尔熵
1912年Plank提出：任何纯物质的完美晶体在0 K时S
为零——热力学第三定律
即 S0K 0
Sm(298.15K)可
查附表2
在 T K时：（0 KT K）
S ST K S0K ST K ——物质的绝对熵
例如：
H2O CCl4
（油-水界 面亦如此）