普通化学 化学反应的基本原理
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
普通化学第二章 化学反应的基本原理
12
熵的性质
熵是状态函数，具有加和性。
根据上述讨论并比较物质的标准熵值，可以得出下面 一些规律：
(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
的升高而增大。
例因如素。1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq)
rHm = 14.7 kJ·mol-1
2.Ag2O(s) →
2Ag(s) +
1 2
O2(g)
rHm=31.05 kJ·mol-1
2. 混乱度、熵和微观态数
（1） 混乱度 许多自发过程有混乱度增加的趋势。
盐在水中溶解 气体的扩散 系统有趋向于最大混乱度的倾向，
ΔrSm (298.15 K) = 167.6 J.mol-1·K-1
根据分压定律可求得空气中CO2的分压
p(CO 2 ) p (CO 2 ) 101.325 kPa 0.030% 30 Pa
根据公式，在110℃ 即383 K时
rGm(383 K)= rGm(383 K) + RT ln{p(CO2)/pθ } = [82.24 383×0.1676] kJ.mol-1
S高温>S低温
(3) 对于不同种物质：
S复杂分子 > S简单分子
(4) 对于混合物和纯净物： S混合物 > S纯物质
13
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数
利用这些简单规律，可得出一条定性判 断过程熵变的有用规律：
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
普通化学反应基本原理
反应物和生成物
化学反应中，反应物是参与反应的起始物质，而生成物是反应后产生的物质。
化学方程式
化学方程式是描述化学反应的标准表示法，它包括反应物和生成物的化学式以及反应条件等信息。
化学反应的能量变化
化学反应常常伴随着能量的吸收或释放，这种能量变化可以影响反应的速率 和方向。
化学反应速率
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的数量，它受到温度、浓度、催化剂和表面积等因素的 影响。
普通化学反应基本原理
化学反应是指物质发生变化的过程，基于化学反应的基本原理，我们可以深 入了解反应物和生成物之间的关系。
化学反应的定义
化学反应是指发生在化学系统中的物质之间的变化，包括物质的结构、组成 和性质的改变。
化学反应的基本原理
化学反应遵循一些基本原理，如质量守恒、能量守恒和化学键的形成和断裂。
化学反应的平衡及其影响
化学反应可能达到平衡状态，平衡常数表示反应的前后物质浓度的比例，而温度、压力和浓度等条件则可以影 响平衡的位置。
化学——普通化学、有机化学和生物化学导论
化学是一门自然科学，研究化学元素的组成、结构、性质和变化规律的学科。
化学可以分为普通化学、无机化学、有机化学和生物化学等不同方向。
下面我们将从普通化学、有机化学和生物化学三个方面来介绍化学的基本知识。
一、普通化学普通化学是化学的一个基本分支，它研究物质的基本性质、结构和相互作用。
普通化学主要包括以下几个方面：1. 基本概念：化学元素、化合物、分子、原子、离子等基本概念是普通化学的基础。
化学元素是由同一种原子组成的物质，化合物是由多种不同元素组成的物质，分子是由原子组成的基本单位，原子是化学元素的微粒结构，离子是失去或获得电子的原子或分子。
2. 化学反应：化学反应是指物质之间发生变化的过程。
化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应等不同类型。
化学反应的基本原理是能量守恒、物质守恒和电子转移等。
3. 物质的性质：物质的性质包括物理性质和化学性质两个方面。
物质的物理性质是指不改变物质本质的性质，如颜色、形状、密度等；物质的化学性质是指物质与其他物质发生反应的性质，如燃烧、溶解等。
4. 化学元素：化学元素是构成一切物质的基本单位，目前已知的化学元素共有118种。
化学元素根据其性质和周期律的规律可以分为金属元素、非金属元素和过渡金属元素等不同类型。
二、有机化学有机化学是研究有机化合物的组成、性质和反应的化学学科，是化学的重要分支之一。
有机化合物是由碳、氢和其他元素组成的化合物。
有机化学的主要内容包括：1. 有机化合物的结构：有机化合物的结构多样，可以分为链状、环状和支链等不同结构。
有机化合物的结构决定了其性质和反应。
2. 有机反应：有机化合物可以发生许多不同类型的化学反应，如加成反应、取代反应、酯化反应等。
有机反应在化学合成和有机化工中起着重要作用。
3. 有机化合物的应用：有机化合物在生活和工业中有着广泛的应用，如燃料、药品、合成材料等领域都离不开有机化合物。
4. 有机化学的发展：有机化学是化学领域的重要分支，随着化学技术的发展，有机化学领域也在不断壮大和深化。
高中化学化学反应原理
高中化学化学反应原理
化学反应原理是指描述化学反应发生的基本规律和原理的理论体系。
在化学反应中，物质之间发生相互作用，并且原有的化学键被打断，新的化学键形成。
化学反应有多种类型，包括氧化还原反应、置换反应、加成反应等。
氧化还原反应是指在化学反应中，参与反应的物质发生电子的转移。
在这种反应中，一个物质被氧化，失去电子；而另一个物质被还原，获得电子。
氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，而还原剂是指能够提供电子的物质。
氧化还原反应的进行是通过电子转移实现的。
置换反应是指在化学反应中，一个离子或原子从一个化合物中置换出来并代替另一个离子或原子进入另一个化合物中。
在置换反应中，置换反应的进行与离子或原子的活动性有关。
活动性较高的离子或原子可以在化学反应中置换活动性较低的离子或原子。
加成反应是指在化学反应中，两个或多个物质之间的共有键（σ键）断裂，然后新的原子或原子团连接到断裂的原子上形
成新的化学键。
加成反应在有机化学中尤为常见，是有机合成中的重要反应类型。
除了上述几种反应类型，化学反应还有其他类型，如水解反应、分解反应、络合反应等。
每种类型的化学反应都有其特定的化学反应原理，这些原理是描述化学反应中物质变化过程的基本
规律。
通过了解化学反应原理，我们可以更好地理解和预测化学反应的发生过程。
普通化学原理
普通化学原理
普通化学原理是一门研究化学物质及其反应的学科，是理解化学反应的基础。
它的基本原理是化学反应是由原子或分子间的相互作用和变化而发生的。
只有当元素之间的结合形式和形态发生变化，才能发生化学反应。
普通化学原理中最重要的是离子反应。
离子反应是由离子间的相互作用引起的，离子间的相互作用是由其电荷决定的。
当离子之间有充足的电荷时，它们会发生反应，从而产生新的化合物。
离子反应可以产生溶液、气体、固体，也可以通过改变溶液的pH值来改变反应的速率。
此外，普通化学还研究了分子的结构和动力学。
分子的结构决定了它们之间的相互作用，以及它们发生化学反应的可能性。
而分子的动力学则涉及到它们的能量变化，以及它们发生化学反应的速率。
总之，普通化学原理涉及到化学物质之间的相互作用，以及它们发生化学反应的可能性和速率。
它是理解化学反应的基础，也是研究化学反应的重要学科。
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。
科学初步认识简单的化学反应
科学初步认识简单的化学反应化学反应是物质之间发生的转化过程，其中涉及到原子、分子之间的重新组合、键的断裂和形成。
通过对化学反应的研究，人类能够更深入地了解物质的性质和变化规律。
本文将介绍几种常见的简单化学反应，以及它们的基本原理和实际应用。
一、酸碱中和反应酸碱中和反应是指在酸和碱之间发生的化学反应，产物为盐和水。
其反应式可以表示为：酸（H+）+碱（OH-）→盐+水。
这种反应常用于酸碱中和反应实验和各类中和药剂的制备过程。
例如，氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
二、氧化还原反应氧化还原反应是指物质在电子转移过程中发生氧化或还原的反应。
氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
常见的氧化还原反应有金属与非金属的反应、金属与酸的反应等。
例如，铁（Fe）与氧气（O2）反应生成氧化铁（Fe2O3），这是一种典型的氧化反应。
三、置换反应置换反应是指一种元素或原子团取代另一种元素或原子团的反应。
置换反应常见的有单一置换反应和双重置换反应。
单一置换反应是指一种元素取代了化合物中的另一种元素，其反应式可以表示为：A + BC → AC + B。
双重置换反应是指两种化合物中的正离子和负离子重新组合形成两个新的化合物，其反应式可以表示为：AB + CD → AD + CB。
置换反应广泛应用于工业生产和实验室合成中。
四、水解反应水解反应是指化合物在水中发生离解并与水反应，产生新的化合物的反应。
常见的水解反应有酸水解和盐水解两种反应。
酸水解是指酸与水反应产生酸根离子的过程，例如硫酸与水反应生成硫酸根离子（HSO4-）。
盐水解是指盐与水反应产生酸碱的过程，例如氯化钠与水反应生成氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）。
五、聚合反应聚合反应是指单体（小分子）通过共价键的形成而合成高分子化合物的过程。
这种反应也被称为缩合反应。
聚合反应是合成高分子材料的重要方法，例如合成塑料和合成纤维。
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
普通化学第二章练习及解析
第2章 化学反应的基本原理1. 判断题（对的在括号内填“√”号，错的填“×”号） （1）S r ∆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，待达到新的平衡后，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)g (H )g (CO )g (O H )s (C 22+=+，1m r molkJ 3.131)K 15.298(H -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）催化剂能改变反应的历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的θm r G ∆。
（ ）（7）在常温常压下，空气中的N 2和O 2是长期存在而不化合生成NO 。
且热力学计算表明这表明N 2（g ）+ O 2（g ）=2NO （g ）0)15.298(>>∆K G m r θ，则N 2和O 2混合气必定也是动力学稳定系统。
（ ） （8）已知CCl 4不会与H 2O 反应，但CCl 4+2H 2O=CO 2+4HCl(aq)的)15.298(K G m r θ∆ 193379-⋅⋅-=molkJ ,则必定是热力学不稳定而动力学稳定系统。
（ ） 答案 （1×）（2×）（3×）（4×）（5×）（6√）（7√）（8√） 2. 单选题（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（ ） （a ）低温高压 （b ）高温低压 （c ）低温高压 （d ）高温高压（2）某温度时，反应)g (HBr 2)g (Br )g (H 22=+的标准平衡常数2104K -θ⨯=，则反应)g (Br 21)g (H 21)g (HBr 22+=的标准平衡常数θK 等于（ ） (a)21041-⨯(b)21041-⨯(c) 2104-⨯（3）升高温度可以增加反应速率，主要是因为（ ） (a) 增加了分子总数 (b) 增加了活化分子百分数 (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反应)g (CO )g (N 21)g (CO )g (NO 22+=+的1m r mol kJ 2.373)K 15.298(H -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（ ）(a) 低温低压(b) 高温高压 (c) 低温高压(d) 高温低压（5）一个化学反应达到平衡时，下列说法中正确的是（ ） (a)各物质的浓度或分压不随时间而变化(b) 0=∆θm r G(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，可以提高其平衡转化率 答案1b 2b 3b 4c 5a 3. 填空题 （1）对于反应：)g (NH 2)g (H 3)g (N 322=+；1m r molkJ 2.92)K 15.298(H -θ⋅-=∆， 若升高温度（例如升高100K ），则下列各项如何变化(填写：不变,基本不变,增大或减小。
普通化学：第二章 化学反应
6 热力学能
热力学能(thermodynamic energy) U： 系统内所有微 观粒子的全部能量之和，也称内能(internal energy)。 U是状态函数，符号U(T,V)表示，它的绝对值无法测 定，只能求出它的变化值。
U2 U1 U
热力学能变化量只与始态、终态有关，与变化 的途径无关。
3 状态和状态函数
状态：系统所处的状况，是各种宏观性质的综合表现。
例如：压力P、体积V、温度T、物质的量n、组成xB， 以及热力学能U、焓H、熵S和吉布斯函数G等物理量
是常见的用来描述系统状态的宏观性质。
状态由一些物理量来确定，如气体的状态由P、V、T、n 等来 确定。
决定体系状态的物理量称为 状态函数。 P、V、T、n 等均是状 态函数。
= [ 2 ×（-1118）+ （-393.5）] –[ 3 ×(-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol) <0，放热反应
吸热还是放热？
(查表附录5）
化学反应的焓变计算 rHmθ=i fHmθ (生成物) i fHmθ (反应物)
例：已知1mol辛烷燃烧放热-5512.4kJ/mol，计算辛烷 的标准摩尔生成焓。
3 热化学方程式
反应进度：
nB
nB (t) nB (0)
B
B
单位是mol
ξ：反应进度， mol ； νB：B的化学计量数，规定：反应物的化学计量 数为负，而产物的化学计量数为正；
nB： B的物质的量，mol； B：包含在反应中的分子、原子或离子。
3 热化学方程式
反应进度： nB nB (t) nB (0)
B
B
单位是mol
化学反应的原理
化学反应的原理
化学反应是物质之间发生变化的过程，是化学变化的基本形式。
化学反应的原
理涉及到能量变化、物质转化、反应速率等多方面的知识，下面我们来详细探讨一下化学反应的原理。
首先，化学反应的原理与能量变化密切相关。
在化学反应中，通常会伴随着能
量的吸收或释放。
当反应物转化为生成物时，可能会释放出能量，这种反应称为放热反应；反之，当反应物吸收能量转化为生成物时，这种反应称为吸热反应。
能量的变化是化学反应进行的动力来源，也是反应速率的重要影响因素之一。
其次，化学反应的原理还涉及物质转化的过程。
在化学反应中，原子之间会发
生重新排列，形成新的化合物。
这种原子重新排列的过程，是化学反应进行的基础。
物质的转化可能伴随着化学键的形成和断裂，以及原子核的重组等过程，这些都是化学反应进行的基本原理。
此外，化学反应的速率也是化学反应原理的重要内容之一。
反应速率是指单位
时间内反应物消耗的数量或生成物的数量。
反应速率受到多种因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂等。
在化学反应进行的过程中，反应速率的变化会直接影响到反应的进行方式和结果。
总的来说，化学反应的原理涉及到能量变化、物质转化、反应速率等多方面的
知识。
了解化学反应的原理，有助于我们更好地理解化学反应进行的过程，也有助于我们在实际应用中更好地控制和利用化学反应。
希望本文的内容能够对大家有所帮助。
化学反应原理课本
化学反应原理课本
化学反应原理是化学学科中的一个重要概念，它描述了化学反应发生的原理和规律。
在化学反应中，原始物质会经历分解、合成、置换等过程以形成新的物质。
化学反应原理可以通过化学方程式来描述，其中的反应物与生成物用化学式表示。
一般情况下，化学反应需要满足以下几个条件：反应物要能够接触到彼此，以便发生相互作用；反应物中的化学键需要断裂，原子重新组合形成新的化学键；反应速率需要足够快，使得反应在合理的时间内完成。
化学反应中常见的反应类型包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应等。
其中，氧化还原反应是指物质中的电子转移导致的反应，酸碱中和反应是指酸和碱反应产生盐和水，置换反应是指在有限空间内，一种物质中的元素与另一种物质中的元素交换位置。
化学反应的原理可以通过反应热、反应速率等参数来研究。
反应热是指在反应过程中释放或吸收的热量，可以用来估计反应的放热或吸热性质。
反应速率则是指反应物转化为产物的速度，它受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。
化学反应原理的研究对于理解和掌握化学反应机制、优化反应条件具有重要意义。
通过对化学反应原理的深入理解，可以在实验和工业生产中更好地控制和应用化学反应。
普通化学 原理与应用 中文版
【科普】普通化学：原理与应用一、前言在日常生活中，化学无处不在。
它不仅存在于我们身边的物质之中，也深刻影响着我们的生活和环境。
而对于普通人来说，或许并不太理解化学的原理与应用。
本文将从普通化学的角度出发，深入浅出地介绍其基本原理和实际应用，帮助读者更好地理解这一学科的重要性与魅力。
二、普通化学的基本原理1. 原子结构与元素周期表从最基本的角度来看，物质是由原子构成的。
每种原子都由质子、中子和电子组成，而元素周期表则将所有元素按照其原子序数和原子结构进行了分类。
通过了解元素周期表，人们可以更好地理解元素之间的关系，以及它们在化学反应中的作用。
2. 化学键与分子结构原子通过化学键相互结合而形成分子。
这些化学键的不同类型决定了分子的性质和结构。
有机化合物、离子化合物、共价键和离子键等概念都是普通化学中的基本概念，也是理解化学反应和物质性质的关键。
3. 化学反应与能量转化化学反应是物质发生改变的过程，而这些变化往往伴随着能量的转化。
通过了解化学反应的类型和能量转化的规律，人们可以更好地理解燃烧、酸碱中和、电化学反应等日常生活中常见的化学现象。
三、普通化学的实际应用1. 化学在日常生活中的应用从清洁用品到药品，从食品加工到环境保护，化学无处不在。
肥皂的去污原理、抗生素的杀菌原理、防腐剂的作用机制等都属于普通化学的范畴。
对这些现象的理解，有助于人们更好地使用和处理化学制品，保护自己的健康和环境的良好状态。
2. 化学在工业生产中的应用从石油化工到冶金工业，从塑料合成到肥料生产，化学技术的应用正在推动着现代工业的发展。
通过了解化学原理，人们可以更好地设计和优化工业生产过程，提高生产效率和降低生产成本。
3. 化学在科学研究中的应用无论是天然界的生物化学现象还是人工合成的新材料，化学在科学研究中都发挥着不可或缺的作用。
通过对化学原理的深入理解，科学家们可以更好地解释和预测自然现象，推动科学技术的发展和创新应用。
四、总结与展望通过对普通化学的基本原理和实际应用的介绍，相信大家对这一学科有了更深入的了解。
普通化学反应机理的解析
普通化学反应机理的解析化学反应是指不同种类物质在一定条件下发生的化学变化，常见的化学反应包括酸碱反应、氧化还原反应、加成反应等。
而这些反应都是由一系列基本的化学反应步骤组成的，这些步骤就是化学反应机理。
化学反应机理指的是在反应中发生的原子、离子或分子之间的相互作用和碰撞，这些相互作用和碰撞又被称为反应机理步骤或反应机理路径。
通过研究反应机理，我们可以更好地理解化学反应的基本原理，掌握控制反应速度、产物选择等关键技术，对工业化学的生产也具有重要的指导意义。
普通化学反应的机理主要体现在三个方面：反应类型、反应速率和反应产物。
下面我们分别来看一下。
一、反应类型在化学反应中，不同的物质进入反应后，它们之间会发生一定的物理和化学变化，产生新的物质。
基于不同物质间反应形态的差异，化学反应可分为酸碱反应、氧化还原反应、置换反应、加成反应等各种不同类型。
例如，酸碱反应指的是在水溶液中，酸和碱互相反应产生盐和水的反应，如NaOH+HCl=NaCl+H2O。
而在氧化还原反应中，原子或离子之间的氧化还原作用被视为反应路径的关键步骤，例如Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
二、反应速率化学反应发生的快慢程度被称为反应速率，反应速率受到几个因素的影响，其中包括反应物的浓度、温度、反应物的质量、催化剂的存在等条件。
对普通化学反应机理的解析，也需要研究反应速率。
反应速率与反应物的浓度成正比，与温度也有关系。
在化学反应的初期，反应物越浓，反应速率就越快，但是当反应物的浓度达到某一程度后，反应速率就会趋于稳定。
同时，高温会使反应物的分子运动加速，在分子内部发生变化，加快了反应速率。
三、反应产物化学反应的产物指的是化学反应之后生成的物质。
生产物质的类型和量是化学反应机理的三个方面中非常重要的一个方面。
不同反应机理所产生的产物也不尽相同。
在酸碱反应中，一个酸和一个碱反应，会生成盐和水。
在氧化还原反应中，原子或离子的氧化和还原作用是反应产物成分的关键，最终会生成新的原子、离子和分子。
化学的反应原理
化学的反应原理
化学反应是指化学物质在一定条件下发生物质或原子之间的转化过程。
在化学反应中，反应物经过一系列的化学变化，最终形成新的物质，即产物。
化学反应的原理主要包括以下几个方面：
1. 反应物的相互作用：反应物之间可以通过吸电子、给电子、共享电子或转移电子等方式进行相互作用。
这些相互作用决定了反应物之间的化学反应类型，如氧化还原反应、酸碱中和反应、还原反应等。
2. 反应物的能量变化：化学反应中，反应物的化学键会断裂，原子或分子重新组合生成新的化学键。
这个过程中涉及到能量的吸收或释放，即化学反应的能量变化。
若反应吸收能量，则为吸热反应；反之，则为放热反应。
3. 反应速率：化学反应的速率指的是反应物转化为产物的速度。
反应速率受多种因素影响，如反应物浓度、温度、压力、催化剂等。
其中，浓度和温度对于反应速率的影响最为显著。
4. 化学平衡：在一定条件下，反应物和产物浓度达到一定比例时，反应会趋于平衡。
化学平衡是指反应物和产物浓度之间保持稳定的相对比例，不再发生净反应，但反应物与产物之间仍在互相转化。
总之，化学反应是一种基于相互作用、能量变化、速率和平衡
的过程。
了解化学反应的原理有助于理解和预测化学反应的发生和结果。
普通化学第2章
这就是反应的方向问题,有重要的实际意义。 这就是反应的方向问题,有重要的实际意义。
3
2.1.1 影响反应方向的因素
自发反应或自发过程 在给定条件下能自动进行的反应或过程。 在给定条件下能自动进行的反应或过程。 自发过程的共同特征： 自发过程的共同特征：
具有不可逆性——单向性 (1) 具有不可逆性——单向性 (2) 有一定的限度 可有一定物理量判断变化的方向和限度—— (3) 可有一定物理量判断变化的方向和限度 判据
定性判断过程熵变的有用规律： 定性判断过程熵变的有用规律： 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， 熵值增大，即△S ＞ 0；反之则△S < 0 ；反之则△
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反应的标准摩尔熵变
反应的标准摩尔熵变以∆ 表示， 反应的标准摩尔熵变以 rSθm表示，简写为标准熵 变∆Sθ; 熵也是状态函数，具有加合性， 熵也是状态函数，具有加合性，反应或过程的熵 变只与始态和终态有关，而与变化的途径没有关系。 变只与始态和终态有关，而与变化的途径没有关系。 ∆rSθm的计算及注意点与 rHmθ相似 的计算及注意点与∆
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分析该反应的自发性
从系统趋向于取得最低能量这一因素来看： 从系统趋向于取得最低能量这一因素来看： ∆H>0 吸热， 吸热，不利于反应自发进行
从系统趋向于取得最大混乱度这一因素来看： 从系统趋向于取得最大混乱度这一因素来看： ∆S>0 熵增， 熵增，有利于反应自发进行
反应是否能自发需综合两因素考虑。 反应是否能自发需综合两因素考虑。
CaCO3(s) = CaO(s) +
92.9 -1206.92 39.75 -635.09
CO2(g)
213.64 -393.05
普通化学 第二章知识点总结
1.6 反应的标准摩尔吉布斯函数
由标准状态的指定单质生成单位物质的量的标准状态的 纯物质时反应的吉布斯函数变，叫做该物质的标准摩尔 生成吉布斯函数： f Gm ，常用单位为 kJ. mol-1 。 任何指定单质的标准摩尔生成吉布斯函数为零 对于水合离子，规定水合H+离子的标准摩尔生成吉布 斯函数为零
1875年，美国化学家吉布斯(Gibbs)首先提出一个把 焓和熵归并在一起的热力学函数—吉布斯函数G (或 称吉布斯自由能)，并定义：
G = H – TS
对于等温过程:
ΔG = ΔH – TΔS
对于等温化学反应：
Δr Gm = Δr Hm – TΔ Nhomakorabea Sm ΔG表示过程的吉布斯函数的变化，简称吉布斯函数变
Ea 1 1 Ea T2 T1 k2 ln ( ) ( ) k1 R T2 T1 R T1T2
k Ae
若以对数关系表示 或
Ea / RT
Ea 1 1 Ea T2 T1 k2 ln ( ) ( ) k1 R T2 T1 R T1 T2
式中： A 为指前因子，与速率常数 k 有相同的量纲； Ea 为反应的活化能(通常为正值)，常用单位为 kJ. mol-1； A 与 Ea 都是反应的特性常数，基本与温度无关，均由 实验求得。
标准状态时化学反应的摩尔吉布斯函数变称为反应的 标准摩尔吉布斯函数 r Gm
对于化学反应式，298.15K时的标准摩尔吉布斯函数 的计算式为：
1.7 熵判据和吉布斯函数判据
ΔS隔离 ≥ 0
自发过程 平衡状态
这就是隔离系统的熵判据
吉布斯函数判据（又称最小自由能原理）
ΔG < 0 ，自发过程，过程能向正方向进行 ΔG = 0 ，平衡状态 ΔG > 0 ，非自发过程，过程能向逆方向进行
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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
制着所有物质系统的变化方向。
第二章 化学反应的基本原理
(6学时)
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数 2.1.1 影响反应方向的因素 2.1.2 反应自发性的判断 2.2化学反应限度和化学平衡 2.2.1反应限度和平衡常数 2.2.2 化学平衡的有关计算 2.2.3化学平衡移动及温度对平衡常数的影响 2.3 化学反应速率 2.3.1 化学反应速率和速率方程 2.3.2 温度的影响 2.3.3反应的活化能和催化剂
纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零。
（注：298.15K时，指定单质的标准摩尔熵不等于零）
S（纯物质的完美晶体，0K）=0
(2.3)
设：纯物质完整有序晶体温度变化: 0K TK △S = ST -S 0= ST ST—规定熵（绝对熵）
定义：
标准摩尔熵Sm
单位物质的量（1mol）的纯物质在标准状态下的
例1 例2
例3
Zn+CuSO4→Cu+ZnSO4 ΔrHm= -111.44kJ.mol-1<0 KNO3（s）→K+（aq）+NO3-（aq） ΔrHm= +35.0kJ.mol-1>0 CaCO3（s）→CO2（g）+CaO（s） ΔrHm= +178kJ.mol-1 >0
影响化学反应自发的因素不仅仅是能量，还有其它因素。
Sm,B /J.mol-1.K-1 191.61
130.684 192.45
按（2.5）式：ΔS (298.15K)=ΣBνBSm,B (298.15K) 得: ΔS (298.15K)=(2×192.45-191.61-3×130.684)
ΔS隔离 ≥ 0
自发过程
平衡状态
(2.2)
即是：隔离系统的熵判据。
通常化学反应是在敞开体系中进行的，但是环境的 熵变化计算很复杂，使用熵判据不方便。 恒温、恒压下用Gibbs函数变(ΔG)判据较方便。
热力学第三定律
1906年，［德］W.H.Nernst提出，经［德］Max Planch 和［美］G.N.Lewis等改进提出：
熵与微观状态数
1878年，L.Boltzman(奥地利的数学家和物理学家) 提出了熵与微观状态数的关系： 玻尔兹曼熵关系式： S=klnΩ S—— 熵 Ω——微观状态数
k—— Boltzman常量 种
纯物质完整有序晶体在0K时的微观状态数只有一 S=klnΩ= kln1=0
热力学第二定律
隔离系统的熵总是趋向于极大值。 这是自发过程的热力学准则，称为熵增加原 理。
规定熵。（数值查附录3）
标准条件：
p =100kPa、 c =1mol/L，T=298.15K
水合离子的标准摩尔熵的相对标准： Sm (H+(aq), 298.15K)=0（参见p359) 即：标准状态下的水合氢离子的标准熵值为零。
（注：除水合离子外，其他物质的标准熵值均大于零）
(2)摩尔熵的一些规律
(1) 从过程的能量变化来看：物质系统
倾向于取得最低能量状态； (2) 从系统中质点分布和运动状态来分析：
物质系统倾向于取得最大混乱度。
2. 熵 （1）混乱度、熵和微观态数 混乱度
许多自发过程有混乱度增加的趋势。 •冰的融化 •建筑物的倒塌 •铁在潮湿的空气中锈蚀；
熵
熵是状态函数。表示系统中微观粒子的混乱度 ，其符号为S，单位:J.K-1.mol-1 。 熵值与nB成正比。系统的混乱度愈大熵愈大。 熵的变化只与始态、终态有关而与途径无关。 微观(状)态数 粒子的活动范围愈大，系统的微观状态数愈 多，系统的混乱度愈大。
对于等温等压可逆过程：TΔS=qr=ΔH 反应的标准摩尔熵变计算公式：
（利用盖斯定律）
ΔS (298.15K)=ΣBνBSm,B (298.15K) 注意: ΔS (T)≈ΔS (298.15K)
8.15K)}生成物-Σ{S(298.15K)}反应物
例题：
计算合成氨反应在298.15K时的熵变。 解: N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
④相对分子质量相近，分子结构复杂的，其 Sm大。
Sm CH3OCH3 , g Sm CH3CH2OH , g
⑤混合物或溶液的熵值比纯物质的大。
S 混合物＞S 纯物质
（3）熵变的计算 熵的变化用可逆过程的热量与温度之商来表示： ΔS=qr /T; （热温商，状态函数）
“熵”即由其定义“热温商”而得名。
①同一物质，在相同温度不同的聚集状态时
Sm s Sm l Sm g
②同一物质，在相同的聚集状态不同温度时
Sm s,298.15K Sm s,500K
当温度和聚集状态相同时： ③结构相似，相对分子质量不同的物质，Sm 随相对分子质量增 大而增大。
Sm HF Sm HCl Sm HBr Sm HI