化学热力学与化学动力学基础
高中化学化学反应的热力学与化学动力学
高中化学化学反应的热力学与化学动力学化学反应热力学和化学动力学是高中化学课程中非常重要的两个概念。
热力学研究的是反应的热效应和热力学平衡条件，而化学动力学则关注反应速率和反应速率变化的因素。
本文将从热力学和动力学的角度来探讨化学反应的内在机制。
一、热力学热力学是研究能量转化过程的一门学科，也是研究化学反应中能量变化的工具。
在化学反应中，热力学可以帮助我们确定反应所释放或吸收的能量，以及反应是否为放热或吸热反应。
1. 反应焓变反应焓变（ΔH）是反应过程中能量的变化。
当ΔH为负时，反应放热；当ΔH为正时，反应吸热。
ΔH的值可以通过燃烧实验或者热化学方程式来确定。
2. 熵变和自由能变熵变（ΔS）衡量了反应混乱程度的变化。
正的ΔS意味着反应产生了更多的混乱，而负的ΔS意味着反应产生了更有序的物质。
自由能变（ΔG）则是反应能量转化的推动力。
ΔG可以通过ΔH和ΔS的关系来计算：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为温度（K）。
当ΔG为负时，反应是自发进行的；当ΔG为正时，反应是不自发的；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
二、化学动力学化学动力学研究的是化学反应速率及其影响因素。
反应速率表示单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
而反应速率决定了反应的快慢。
1. 影响反应速率的因素反应速率受到以下因素的影响：反应物浓度、温度、催化剂、表面积和反应物状态。
- 反应物浓度：浓度越高，反应物之间的碰撞频率就越高，反应速率也就越快。
- 温度：温度升高，反应物的速度和能量增加，碰撞频率增加，反应速率加快。
- 催化剂：催化剂能够提供新的反应路径，使反应物更容易相互碰撞，从而降低反应活化能，加快反应速率。
- 表面积：表面积增大，可使反应物之间的碰撞频率增加，反应速率加快。
- 反应物状态：固体或液体反应物的反应速率要快于气体反应物，因为固体和液体反应物之间的碰撞频率高于气体反应物。
2. 反应速率方程式反应速率方程式描述了反应速率与反应物浓度的关系。
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点
热力学基础、动力学基础、化学平衡知识要点—大众化学补充一、热力学基础（研究化学反映方向、程度（进行的可能性），反映涉及的能量） 对于化学反映：其中B ν为物质B 的化学计量数。
反映物的化学计量数为负，产物的化学计量数位正。
反映进度： 单位为mol.反映进度必需对应的化学计量方程式。
热和功1.2.1热---系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。
系统吸热：Q >0； 系统放热：Q <0。
功---系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量；系统对环境做功，W <0（失功）；环境对系统做功，W >0（得功）。
功的分类：体积功（膨胀功）、非体积功（如表面功、电功）。
1.2.2热力学第必然律： 焓： 1.3.1反映的标准摩尔焓变：r △,一个反映的焓变必需对应的化学计量方程式。
标准状态：气体：T ，p =100kPa ；液、固体：T ，1个大气压下，纯物质；溶液：溶质B ，b B =1mol·kg -1，,C B =1mol·L -1，1.3.2 f H △(B,相态,T )，单位是kJ·mol -1:在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB =+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓。
参考态单质的标准摩尔生成焓为零。
1.3.3 c △相态,T )，单位是kJ·mol -1：在温度T 下, 物质B (νB = -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓。
燃烧产物和O2的标准摩尔燃烧焓均为零。
1.3.4 Hess 盖斯定律:化学反映无论是一步完成仍是分几步完成，其反映焓变老是相同的对于化学反映：a A + b B → y Y + z Zr △T ) = ∑νBf H △:焓变=生成物的生成焓之和—反映物的生成焓之和；r △T ) =- ∑νB焓变=反映物的燃烧焓之和—生成物的燃烧焓之和； 自发转变：在没有外界(即没有非体积功)作用下，系统自身发生转变的进程。
化学动力学与热力学的关系
化学动力学与热力学的关系化学动力学和热力学是研究化学反应的两个重要分支。
化学动力学研究反应的速率和机理，而热力学则关注反应的能量变化和平衡态。
虽然二者各自研究的方面不同，但它们之间存在着密切的关系。
本文将探讨化学动力学与热力学的关系，并说明二者在研究化学反应中的重要性。
一、化学动力学与热力学的基本概念1. 化学动力学化学动力学研究化学反应的速率和机理。
它通过观察和测量反应物浓度的变化以及反应速率的变化来研究反应的进行。
化学动力学研究的问题包括反应速率的表达式、影响反应速率的因素以及反应速率与物质浓度之间的关系等。
2. 热力学热力学研究物质之间的能量变化和平衡态。
它关注的是化学反应过程中能量的转化和热力学定律。
热力学的基本概念包括焓、熵、自由能等。
热力学研究的问题包括反应焓变、熵变以及自由能变化等。
二、动力学和热力学的关系化学动力学和热力学都是研究化学反应的重要工具，二者相辅相成，相互关联。
下面将分别从动力学和热力学两个方面阐述二者的关系。
1. 动力学对热力学的影响化学动力学的研究可以提供反应速率的信息，帮助我们了解反应的快慢程度。
在热力学中，反应速率与能量变化之间存在一定的关系。
通过动力学的研究，我们可以获得反应物和产物的浓度变化关系，从而了解反应的速率与浓度之间的关系。
这对于热力学研究中计算反应焓变、熵变和自由能变化等参数是非常重要的。
2. 热力学对动力学的影响热力学研究反应的能量变化，这对于动力学的研究也是至关重要的。
在化学反应过程中，能量的转化是不可避免的。
热力学可以提供反应的能量变化信息，帮助我们了解反应所涉及的能量变化大小。
这对动力学的研究非常关键，从而有助于寻找反应速率和反应机理的规律。
三、化学动力学与热力学在化学反应中的作用化学动力学和热力学在研究化学反应中起着重要的作用。
它们可以相互指导和补充，提供全面和深入的信息。
1. 动力学的应用化学动力学可以帮助我们了解化学反应的速率控制步骤以及反应机理。
化学反应中的热力学与动力学
化学反应中的热力学与动力学化学反应是物质转化的基本过程，它在日常生活和工业中起着重要作用。
为了更好地理解化学反应的发生机理和规律，热力学和动力学成为研究化学反应的两个重要分支。
本文将介绍化学反应中的热力学和动力学以及它们之间的关系。
一、热力学热力学是研究物质能量变化和传递规律的科学。
在化学反应中，热力学主要关注反应发生过程中的能量变化。
热力学的基本定律有三条：1. 第一定律（能量守恒定律）：能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
化学反应中的能量转化包括吸热反应和放热反应。
吸热反应是指反应过程吸收周围的热量，而放热反应则是释放热量到周围环境。
2. 第二定律（熵增定律）：熵是衡量物质的无序程度的物理量，熵增定律指出孤立系统的熵随时间呈增加趋势。
在化学反应中，反应是趋向于混合无序状态的方向进行的。
3. 第三定律（绝对零度定律）：第三定律规定，在热力学的绝对温标上，当温度接近绝对零度时，物质的熵趋于零。
热力学的理论框架可以用于预测和解释化学反应中的各种现象，如反应热、平衡常数等。
但热力学并不能告诉我们化学反应发生的速度以及反应动力学中的细节。
二、动力学动力学是研究反应速率及其变化规律的科学。
在化学反应中，动力学关注的是反应发生的速度、反应机理以及反应速率与反应物浓度的关系。
动力学的基本概念有两个：1. 反应速率：反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量，可以通过实验测定。
2. 反应机理：反应机理描述了反应发生的分子层面的细节，包括反应物分子的碰撞方式、键的断裂和形成等步骤。
动力学中的反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系，可以通过速率方程来描述。
速率方程一般具有以下形式：速率 = k[A]^m[B]^n，其中k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，m和n 为反应物的反应级数。
三、热力学与动力学的关系热力学和动力学在研究化学反应中发挥着不同的作用，但两者之间存在紧密的关系。
化学反应中的化学热力学与化学动力学
化学反应是指物质之间发生的化学变化过程。
在化学反应中，化学热力学和化学动力学是两个重要的概念。
化学热力学研究的是反应的热效应，如焓变和反应热，以及反应的平衡状况。
而化学动力学则研究的是反应的速率和反应机理。
首先，化学热力学主要关注反应体系的热效应和平衡态。
热效应指的是在化学反应中吸收或释放的热量。
在反应中，物质的键能发生变化，导致热量的吸收或释放。
例如，燃烧反应中燃料的碳氢化合物与氧气发生反应，释放出大量的热能。
而在一些吸热反应中，如溶解某些物质时，反应吸收了周围的热能。
化学热力学还研究了反应体系的平衡态，即反应达到动态平衡时的状态。
通过研究平衡态下的焓变，我们可以了解反应的热效应以及反应的趋势。
其次，化学动力学主要关注的是反应的速率和反应机理。
反应速率指的是单位时间内反应物消失或产物生成的量。
化学动力学研究了影响反应速率的因素，如浓度、温度、催化剂以及反应物的物理状态等。
通过实验测得反应速率与各因素之间的关系，可以确定反应的速率方程，从而揭示了反应机理。
反应机理是指反应的详细步骤和中间产物在反应中的生成和消失关系。
了解反应机理有助于我们理解反应的实质以及设计和改进反应过程。
化学热力学和化学动力学之间存在着密切的联系。
虽然两个概念研究的方向有所不同，但它们共同构成了对化学反应的全面描述。
热力学的研究结果可以为动力学提供重要的信息，反之亦然。
例如，热力学可以预测反应是否会发生，而动力学则可以揭示反应发生的速率如何随着时间的变化。
此外，热力学和动力学还可以相互改变反应条件，从而影响反应的效果。
通过综合分析热力学和动力学的结果，我们可以更好地理解和控制化学反应。
总之，化学热力学和化学动力学是化学反应研究的重要理论工具。
热力学关注反应的热效应和平衡态，而动力学关注反应的速率和反应机理。
热力学和动力学之间存在着密切的联系和相互影响。
通过综合研究这两个概念，我们可以更好地理解和控制化学反应，为反应设计和改进提供理论依据。
化学中的化学动力学和化学热力学
化学中的化学动力学和化学热力学在化学领域中，化学动力学和化学热力学是两个非常重要的领域。
这两个领域中的理论和实践都是必不可少的，无论是在实验室中进行实验还是在工业生产中应用。
在本文中，我们将探讨化学动力学和化学热力学的基本概念、原理、应用和关系。
一、化学动力学化学动力学研究反应速率和反应机理，是化学的一个分支。
反应速率是指反应物被消耗和生成物出现的速度，通常用摩尔分数的变化率来表示。
在化学动力学领域，一些核心概念包括反应速率定律、活化能、反应平衡和反应机理。
1. 反应速率定律反应速率定律是描述反应速率与反应物浓度之间关系的公式。
其中，反应速率与反应物浓度之间的关系被称为反应速率定律的形式。
在一般情况下，反应速率定律的形式为r=k[A]ⁿ.2. 活化能反应物受到能量激发使得反应发生的能量称为活化能。
只有当反应物的能量达到一定的临界值时，才能开始发生反应。
活化能可以用于解释化学反应速率、温度对反应速率的影响以及催化剂对反应速率的影响。
3. 反应平衡一个化学反应在多个状态之间变化，最终停留在一个平衡状态，称为反应平衡。
平衡常量用于表示反应物和生成物之间的平衡比例。
4. 反应机理化学反应机理是指反应物发生的步骤和过程。
了解反应机理可以帮助人们更好地理解反应速率定律，预测反应中间体的产生和解释反应产物的形成。
二、化学热力学化学热力学是研究化学反应热效应的科学。
化学反应的热效应指的是反应发生时吸收或释放的热量。
在化学热力学领域，有几个重要的概念，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓和熵。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是指能量守恒定律，也就是说，能量不能被创造或者消失，只能从一种形式转换成另一种形式。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是指任何由低温物体到高温物体传递的热量都必须伴随着发生的能量转换。
这个定律显示了热量的方向和能量的流动方向。
3. 焓焓是热力学一个重要的概念，是在恒压条件下，化学反应吸热或放热的度量。
化学动力学与热力学
化学动力学与热力学化学动力学与热力学是化学的两个重要分支领域，它们分别研究化学反应的速率和能量变化。
本文将介绍化学动力学和热力学的基本概念、相互关系以及在实际应用中的重要性。
一、化学动力学化学动力学研究的是化学反应的速率，即反应物转变为生成物的速度。
在化学反应中，反应速率与反应物浓度、温度、压力等因素有关。
1. 反应速率反应速率定义为反应物浓度随时间的变化率。
它可以用下式表示：速率= Δ浓度/Δ时间反应速率可以用实验数据来确定，一般可通过测定反应物浓度随时间的变化来得到。
2. 影响因素反应速率受多种因素的影响，其中包括反应物的浓度、温度、催化剂的存在以及反应物的物理状态等。
当反应物浓度增加时，反应速率通常会增加，因为反应物浓度增加会增加反应物之间的碰撞频率。
温度对反应速率也有显著影响。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率随温度的升高而增加。
这是因为高温使得反应物的分子能量增加，使得反应物之间更容易发生有效碰撞。
催化剂是能够加速反应速率而不参与反应的物质。
催化剂通常通过提供新的反应路径或降低反应过渡态的能量来促进反应。
利用催化剂可以提高反应速率，降低反应温度和能量要求。
3. 反应机理反应机理是描述化学反应中发生的步骤和中间产物的详细过程。
反应机理的研究可以通过实验数据和理论模型来获得。
了解反应机理对于了解反应速率的变化规律和优化反应条件具有重要意义。
二、热力学热力学研究的是化学反应中的能量变化以及反应物与生成物的稳定性。
热力学描述了反应是否自发进行以及反应的方向性。
1. 热力学基本定律热力学基本定律可以概括为以下三个方面：第一定律：能量守恒定律，能量可以转化形式但不能被创造或消灭。
第二定律：熵增定律，宇宙中的总熵不断增加。
第三定律：绝对零度定律，当温度趋近绝对零度时，物质的熵趋近于零。
2. 自由能自由能是热力学中描述反应体系稳定性的指标。
当一个化学反应发生时，其自由能的变化可以判断反应是否自发进行。
自由能变化ΔG可以用以下公式表示：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH表示焓变，T表示温度，ΔS表示熵变。
化学反应的动力学与热力学
化学反应的动力学与热力学化学反应是物质转化的过程，在化学反应中，动力学和热力学是两个重要的概念。
动力学研究化学反应速率随时间的变化规律，而热力学研究反应能量转化的规律。
本文将深入探讨化学反应的动力学和热力学方面的重要内容。
一、动力学动力学研究化学反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系。
常用的动力学表达式有速率方程和反应级数。
1. 速率方程速率方程表达了化学反应速率与反应物浓度之间的关系。
对于一般的反应，速率方程可以表示为：v = k[A]^m[B]^n其中，v表示反应速率，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A 和B的浓度，m和n分别为反应物A和B的反应级数。
速率常数反映了反应物与化学反应速率之间的关系，它受到温度的影响。
2. 反应级数反应级数描述了反应速率与反应物浓度之间的关系。
一般来说，反应级数可以为正整数、负整数或分数。
正整数表示反应速率与反应物浓度正相关，负整数表示反应速率与反应物浓度负相关，分数表示反应速率与反应物浓度的幂次关系。
二、热力学热力学研究化学反应中能量的转化规律，主要涉及热力学定律、焓变和自由能变等内容。
1. 热力学定律热力学定律包括能量守恒定律、熵增定律和自由能最小原理。
能量守恒定律指出在封闭系统中，能量总量保持不变；熵增定律指出在孤立系统中，熵总是增加的；自由能最小原理指出在恒温恒压条件下，系统的自由能变化为负时，反应是可逆的。
2. 焓变焓变（ΔH）表示化学反应过程中的能量变化。
焓变可正可负，正表示反应吸热，负表示反应放热。
根据焓变的正负可以推断反应是吸热反应还是放热反应。
3. 自由能变自由能变（ΔG）是反应进行的驱动力。
当ΔG为负时，反应是自发进行的，当ΔG为正时，反应是不自发进行的。
自由能变与焓变和熵变（ΔS）的关系可以用下式表示：ΔG = ΔH - TΔS其中T为温度。
根据ΔG的正负可以判断反应的方向。
综上所述，动力学和热力学是研究化学反应本质的两个重要方面。
化学热力学化学动力学
化学热力学化学动力学化学热力学与化学动力学是研究化学反应的两个重要分支，它们分别从不同的角度来了解化学反应的本质和规律。
化学热力学研究的是反应的能量变化和反应热力学性质，而化学动力学则关注反应速率和反应机理。
本文将分别介绍化学热力学和化学动力学的基本概念和原理，并探讨它们在化学研究和工业应用中的重要性。
一、化学热力学化学热力学是研究反应的能量变化和热力学性质的科学。
它关注的是反应过程中的能量变化，包括热传递、焓变化和熵变化等。
化学热力学以热力学第一定律和第二定律为基础，通过计算反应物和生成物之间的能量差异来描述和预测化学反应的性质。
热力学第一定律规定了能量的守恒性原则，即能量既不可以被创建也不可以被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物和生成物之间的能量转化可以通过计算焓变来进行描述。
焓变是指在常压条件下，反应物和生成物之间的能量变化。
如果焓变为正值，则表示反应吸热，反应过程中吸收了外界的热量；如果焓变为负值，则表示反应放热，反应过程中释放了热量。
热力学第二定律则描述了系统的熵变化趋势。
熵是用来描述物质分子有序程度的参数，它可以理解为系统的混乱程度。
热力学第二定律规定了系统的熵在孤立过程中不断增加的趋势，即自发过程的趋势是向着熵增的方向进行的。
在化学反应中，熵变可以通过计算反应物和生成物之间的熵差来描述。
如果熵变为正值，则表示反应过程中系统的混乱程度增加，从而熵增；如果熵变为负值，则表示反应过程中系统的混乱程度减小，从而熵减。
化学热力学的研究对于了解反应的能量变化、热力学性质和反应平衡等方面非常重要。
它不仅可以用于计算化学反应吸热或放热的量值，预测反应的方向和状态，还可以用于设计和优化化学反应的条件，提高反应的效率和产量。
二、化学动力学化学动力学是研究反应速率和反应机理的科学。
它关注的是反应过程中的速率和反应机制，即反应物转化为生成物的时间和方式。
化学动力学以反应速率和反应级数为基础，通过实验测定反应速率常数和探索反应路径来了解和预测化学反应的特性。
化学热力学与化学动力学基础
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温度T和物质的量n的单位是固定不变的，分别为 K和mol，而气体的压力和体积的单位有诸多取法，则 R的单位也跟着有所不同.
P的单位 atm atm Pa KPa Pa
V的单位 L cm3 L L m3
R的取值 0.08206 L.atm.mol-1.K-1 82.06 cm3.atm.mol-1.K-1 0.008 314 L.Pa.mol-1.K-1 8.314 L.KPa.mol-1.K-1 8.314 m3.Pa.mol-1.K-1
饱和溶液中水的质量为
3.018g 0.6744g 2.3436g
288K下NH3在水中的溶解度为
0.6744g 2.3436g 100g /100g(H 2O) 28.78g /100g(H 2O)
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5.2.4 气体
实际气体
气体
理想气体
理想气体(ideal gas)：气体分子自身无体积，气体分子 之间的平均距离很大，气体分子之间无相互作用力的气 体。或者说：在任何条件下都严格遵守理想气体状态方 程的气体。
5.2.1 体系与环境
系统(systems): 被人为划定的作为研究对象的物质(又 叫体系或物系)。
即：热力学中将研究对象称为体系。
环境(surroundings): 除体系外的物质世界; 环境温度: 298.15K (250C) 环境压力: 标准大气压, p = 760mmHg (毫米汞柱) = 760torr(乇) = 1.01325 x 105Pa (帕斯卡)
（2）化学热力学只能指出化学反应向某个方向进行的可能性， 如果热力学分析指出某反应在指定条件下能够发生，则该 反应有可能成为现实，但是不能指出完成该反应所需要的 时间及反应历程，因此热力学只能计算出反应达到平衡时 的最大产量，而不能告诉我们在某有限时间内的实际产量。
第二章化学热力学和化学动力学基础
第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础第⼆章化学热⼒学和化学动⼒学基础⼀、选择题1、下列叙述中正确的是（）A.反应物的转化率不随起始浓度⽽变；B.⼀种反应物的转化率随另⼀种反应物的起始浓度⽽变；C.平衡常数不随温度变化；D.平衡常数随起始浓度不同⽽变化。
2、化合物A有三种⽔合物，它们的脱⽔反应的Kp分别为A·3H2O（s）= A·2H2O（s）+ H2O（g）Kp1A·2H2O（s）= A·H2O（s）+ H2O（g）Kp2A·H2O（s）= A（s）+ H2O（g）Kp3为使A·2H2O晶体保持稳定（不风化也不潮解），容器中⽔蒸⽓压⼒P H2O应为（）。
A. P H2O> Kp1B. P H2O必须恰好等于Kp1C. P H2O必须恰好等于Kp2D.Kp1 > P H2O> Kp23、已知2H2（g）+ S2（g）= 2H2S（g）Kp12Br2（g）+ 2H2S（g）= 4HBr（g）+ S2（g）Kp2H2（g）+ Br2（g）= 2HBr（g）Kp3则Kp3等于（）。
A.（Kp1/ Kp2）1/2B.（Kp1·Kp2）1/2C. Kp2/ Kp1D. Kp1·Kp24、催化剂能使化学反应速度加快，是因为它：（）A.增⼤了K?值B.增⼤了反应的活化能C.降低了反应的活化能D.增⼤了反应物的浓度5、可逆反应：A(g)+B2(g)AB2(g)，当其它条件不变，增加B的分压时，下列各项增⼤的是（）A.正反应速率常数B.逆反应速率常数C.正反应速率D.化学平衡常数6、已知298.15K时，ΔbHm?(H-H)=436kJ/mol，ΔbHm?（F-F）=158kJ/mol，ΔbHm?（H-F）=566kJ/mol，则反应H2 + F2 = 2HF的ΔrHm?为（）A.538kJ/molB.-538kJ/molC.28kJ/molD.-28kJ/mol>0,达平衡后，若使平衡向右移动7、已知反应C(s)+H可采取的办法是（）A.升⾼温度B.增加压⼒C.加⼊催化剂D.恒温恒容下引⼊⽆关⽓体8、⽔在100℃,1P?下变为⽔蒸汽的ΔH、ΔS、ΔG的情况为（）A.ΔS<０,ΔH>０,ΔG=０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG=０C.ΔS>０,ΔH>０, ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０9、某温度下，反应CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)达平衡时，ΔH为负值，要提⾼CO的转化率，可采取的⽅法是（）A.加⼤总压⼒B.减⼩总压⼒C.使⽤催化剂D.降低温度10、常温常压下，NH4Cl(s)吸热分解为NH3⽓体和HCl⽓体，其反应的ΔH、ΔS、ΔG应为（）A.ΔS<０,ΔH<０,ΔG<０B.ΔS>０,ΔH>０,ΔG<０C.ΔS>０,ΔH>０,ΔG>０D.ΔS>０,ΔH<０,ΔG<０11、C(s)+O2(g)=CO2(g), ΔH1=-393.5kJ/mol;C(s)+1/2O2(g)=CO(g), ΔH2=-110.5kJ/mol ;则CO(g) +1/2O2(g) =CO2(g)的反应热ΔH3为( )A.-514.0 kJ/molB.283.0 kJ/molC.-283.0kJ/mol12、某温度下，反应H2(g)+Br2(g)2HBr(g)的平衡常数Kp= 4.0×10-2，则反应HBr(g)1/2H2(g)+1/2Br2(g) 平衡常数Kp＝（）A.１/（４×１０－２）B. 0.5×４×１０－２C. １/(４×１０－２)1/2D. (４×１０－２)1/213、反应：2H2O(l) 2H2(g)+O2(g), ΔH?=571.8kJ/mol, 则ΔHf?H2O(l)=( )A,285.9kJ/mol B.571.8 kJ/mol C.-571.8 kJ/mol D.-285.9 kJ/mol14、在放热反应中，温度增⾼10℃将会（）A.不影响反应B.使平衡常数增加C.降低平衡常数D.不改变反应速度15、有助于反应3O22O3△rHm=69000 cal（1caL = 4.1868J）进⾏的条件是（）A.⾼温和⾼压B.⾼温和低压C.低温和⾼压D.多加臭氧16、密闭容器中的反应4NH3（g）+ 5O2（g）4NO（g）+ 6H2O（g），在此平衡体系中加⼊惰性⽓体以增加系统的压⼒，这时（）A.NO平衡浓度增加B. NO平衡浓度减少C.加快正反应速度D. 平衡时NH3和NO的量并没有变化17、在绝对温度T时，某⼀反应的吉布斯⾃由能变是△G，焓变是△H，则该反应的熵变△S 是：（）A. (△G-△H)/TB. (△H-△G)/TC. T(△G-△H)D. T(△H-△G)18、某基元反应2A（g）+B（g）=C（g），将2moL A（g）和1moL B（g）放在1L容器中混合，问A与B开始反应的速率是A、B都消耗⼀半时速率的⼏倍（）A. 0.25B. 4C. 8D. 相等19、当⼀个反应的速率常数k的⾃然对数与绝对温度的倒数作图时，直接影响直线斜率的因素是（）。
第5章 化学热力学和化学动力学基础
该式代表在标准态时，1molH2(g)和1molI2(g)完全反应生成 2 molHI(g)，反应放热25.9kJ。
标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号 r H m 表示。
2. 书写和应用热化学方程式时注意事项：
(1)明确写出反应的计量方程式，计量系数可以是整数，也 可以是分数。
2013-8-7 20
对 r Gm的影响；
4、掌握化学平衡的概念、化学平衡移动的规律及标
准平衡常数的相关计算。
2
生产中的两个问题：
化学反应的方向、程度和能量变化问题 化学反应进行的速率问题 解决方法
化学热力学 化学动力学
2013-8-7
3
5.1 基本概念
5.1.1化学计量系数和化学反应进度 对于一般的化学反应：
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掌握
3. 标准摩尔生成焓 f H m
在一定温度、标准压力下，由元素的稳定单质生成 1mol某物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，用 符号 f H m (T)表示。
298.15K时温度T 可以省略。单位：kJ· -1 mol 由标准摩尔生成焓的定义可知，任何一种稳定单质的 标准摩尔生成焓都等于零。 H m (H2，g)= 0， f f H m(O2，g)=0。但对于有不同晶态的固体单质来说，只有 稳定态单质的标准摩尔生成焓才等于零。 f H m (石墨)=0， 而 f H m (金刚石)=1.9 kJ· -1。同时规定 f H m(H+,aq)=0, mol 其它离子可按此计算。
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5.2.3 热力学第一定律
定义：自然界的一切物质都具有能量；能量有各种不同的形
式，能够从一种形式转化为另一种形式；在转化过程中， “能量不生不灭，总值不变”。能量守恒与转化定律应用于 热力学系统，就称为热力学第一定律。
高中化学化学热力学与化学动力学
高中化学化学热力学与化学动力学高中化学热力学与化学动力学化学热力学与化学动力学是高中化学学科中的两个重要分支，它们分别研究了化学反应的热量变化和反应速率。
本文将对这两个概念、基本原理以及相关实验方法进行详细探讨。
一、化学热力学化学热力学是研究化学反应热量变化与反应条件之间的关系的科学，我们常用的焓、热化学方程式和热力学函数都是在热力学的基础上定义的。
而在化学反应过程中，热力学可以帮助我们判断反应是否自发进行，以及反应过程中能量的转化情况。
1. 热量变化热量变化是指在化学反应过程中，反应物和生成物之间的能量差异。
常用的描述热量变化的单位是焦耳（J），和卡路里（cal）。
根据热量变化的正负值可以判断反应是吸热反应还是放热反应，吸热反应的热量变化为正值，放热反应的热量变化为负值。
2. 热力学函数热力学函数是用来描述化学反应中系统的状态和能量变化的函数。
常见的热力学函数有焓（H）、熵（S）和自由能（G）。
焓表示系统的总能量，熵表示系统的无序程度，自由能表示反应物在标准状况下能够释放的能量。
二、化学动力学化学动力学是研究化学反应速率及其影响因素的科学，它以反应速率和反应机理为核心内容，可以揭示反应速率和反应机理之间的关系，并通过实验确定反应速率方程。
1. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应速率可以通过实验中改变反应物浓度、温度、压力等条件来进行调节和测定。
反应速率方程可以用来描述反应速率与反应物浓度的关系。
2. 反应机理反应机理是指描述反应物转化为生成物的具体步骤和过程。
通过研究反应机理，可以了解反应物之间的相互作用以及反应过程中可能涉及的中间体和活化能等重要参数。
三、实验方法在高中化学实验中，我们可以通过测定反应物浓度的变化、反应速率的改变以及温度、压力的影响等来研究化学热力学和化学动力学。
以下是一些常用的实验方法和技术：1. 反应物浓度的测定：通过滴定、比色法、浊度法等方法来测定反应物浓度的变化。
第五章 化学热力学基础
吉布斯自由能 G，状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，
而与变化的途径无关。 4. 掌握化学热力学的主要应用：判断化学反应方向和限度，利 用盖斯定律计算反应焓、反应熵和反应自由能，吉布斯－亥姆 霍兹方程，范特霍夫等温方程等。
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：用热力学的定律、原理和方法研究化学 过程的能量变化、过程的方向与限度。
R---气体常量，其取值（包括单位）随p和V单位不同
而变化，使用时要注意正确取值。R= 8.314L∙kPa∙mol-1∙K-1
= 8.314 m3∙Pa∙molБайду номын сангаас1∙K-1 = 8.314 J∙mol-1∙K-1 。
理想气体状态方程式的应用：
(1) 计算p，V，T，n四个物理量之一 （例5-3, 5, 6）
示。指溶质的质量和溶液的质量之比。 浓度是强度量，不具有加和性，与溶液的取量无关。
5-2-4 气体
气体的最基本特征：具有可压缩性和扩散性。可分为
实际气体和理想气体。理想气体被假设为分子之间没有相
互作用力，气体分子本身没有体积。当实际气体的压力不 大，温度又不低时，可当作理想气体来处理。 1. 理想气体状态方程式 pV = nRT
5-3 化学热力学的四个重要状态函数
5-3-1 热力学能(内能)
1、热力学能(U)：系统内各种形式的能量的总和，包括分子的 动能，分子内电子运动的能量、原子核内的能量、分子间作用 能……等等。 ①U是状态函数，任何系统在一定状态下内能是一定的。 ②内能的绝对值无法确定；
③始态、终态一定，热力学能的变化量U一定。
1） 开放体系
2） 封闭体系 3） 孤立体系
既有能量交换，又有物质交换；
化学反应中的热力学基础和动力学特征
化学反应中的热力学基础和动力学特征化学反应是物质变化中的一种，它发生的基础是分子间的化学键的形成和断裂。
在化学反应中，物质的热力学特征和动力学特征是非常重要的。
本文将会从这两个方面，深入探讨化学反应的本质。
一、热力学基础热力学是研究热和其他形式的能量之间转化关系和其对物质的影响的学科。
在化学反应中，热力学基础是指反应热和反应热变化。
反应热是指在一定条件下，反应物完全转变为产物时，释放或吸收的热。
反应热变化是指反应过程中热的变化量，也称为热效应。
反应热和反应热变化可以通过实验来测定，它们的大小可以反映化学反应的激烈程度。
热力学基础可以帮助我们了解化学反应的一些基本情况。
比如，反应热的大小可以反映反应物之间的化学键的强弱，反应热变化可以反映反应物的数量和物质状态。
这些都是我们研究化学反应时必须了解的。
二、动力学特征动力学是研究化学反应速率和速率的影响因素的学科。
在化学反应中，动力学特征是指反应速率和反应机理。
反应速率是指单位时间内反应物和产物浓度的变化量，它可以通过实验来测定。
反应速率和反应物的浓度、温度、表面状态等因素有关。
反应机理是指化学反应的步骤和反应路径。
它可以通过理论计算来推断，也可以通过实验来确定。
动力学特征可以帮助我们深入了解化学反应的本质。
比如，反应速率可以反映反应激烈程度，反应机理可以反映反应物分子之间化学键的形成和断裂的顺序。
这些都是我们研究化学反应时必须了解的。
三、热力学与动力学的关系在化学反应中，热力学和动力学是密不可分的。
热力学特征和动力学特征之间的关系可以帮助我们更好地理解化学反应的本质。
首先，反应热和反应热变化可以反映反应激烈程度。
如果反应热较大，说明反应物之间的化学键较强，反应激烈程度也较高。
反之，反应热较小，则说明反应物之间的化学键较弱，反应激烈程度也较低。
反应热变化也可以反映反应物数量和物质状态，从而反映反应激烈程度。
其次，反应速率也可以反映反应激烈程度。
如果反应速率较快，说明反应激烈程度较高，反应机理也较复杂。
第1章-化学热力学与动力学基础
Qp0 H 0
(n jH
) 0
f , j pr
(ni
H
0 f
,i
)re
j
i
8H
o f
,CO2
9H
o f
,
H
2O
(
g
)
H o f ,C8H18 (l )
12
.5H
o f
,O2
5074505J / mol 44423kJ
393522J
/ mol
H
o f ,H2O( g )
0 R
298
ni h0f 298i
n
j
h
0 f
298
j
iP
jR
生成物的生成焓之和 反应物的生成焓之和
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
对于理想气体而言，焓只是温度的函数，与压 力无关
假设某化学反应：
n j Rj ni Pi
jR
iP
反应焓
任意温度、压力下反应焓的计算
H
0 RT
ni
110.54
kJ / mol
1 2
H2
1 2
I2
HI
25.10
kJ / mol,
h
0 f
298
25.10
kJ / mol
CO
1 2
O2
CO2
282 .96
kJ / mol,
h 282 .96
kJ / mol
2C O2 2CO 221 .08 kJ / mol, h 221 .08 kJ / mol
不是生成焓
反应焓
反应焓
在等温、等压条件下由几种化合物或单质反应 形成生成物时吸收或释放的热量称为反应焓
化学反应热力学和动力学
化学反应热力学和动力学是化学中非常重要的两个方面。
热力学主要研究反应的热效应，包括反应焓、反应熵及反应自由能等；动力学则研究反应的速率及反应机理等。
热力学基础知识热力学反应热效应是指化学反应在一定条件下所放出或吸收的能量变化。
焓（H），是描述系统热力学状态变化的一个重要因素。
焓变（ΔH）是指反应前后系统内部组分发生变化所吸收或放出的热能量，可以通过实验测定反应物和产物的焓值之差来计算。
例如，燃烧丙烷所放出的热量可以表示为：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O ΔH = -2043 kJ/mol反应的熵（S）也是一个描述系统状态变化的重要因素。
熵是物质亚稳态分布（与混乱程度有关）的描述。
对于一个封闭系统，熵的增加总是不可避免的。
焓和熵的变化将影响反应的自由能（G），其可以被定义为系统在恒温恒压条件下能够利用的自由能。
动力学基础知识化学反应的速率是指反应物转化为产物的速度，它可以影响化学反应的最终结果。
化学反应速率的测量是重要的实验手段，它能够得到反应机理的信息以及帮助优化反应条件。
反应速率可以表示为：v = -Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt = k[A]^α[B]^β其中Δ[A]/Δt和Δ[B]/Δt为反应物A和产物B浓度随时间变化的速度，k是速率常数，α和β是反应物浓度的反应级数。
速率常数k是一个特定反应温度下常数，可以从实验数据中得出。
反应速率受许多因素的影响，如温度、浓度、催化剂、表面面积等。
例如，催化剂可以提高反应速率，因为它们能够降低反应物之间的反应能垒。
此外，温度上升可以加快反应速率，因为它可以增加反应物分子之间的碰撞频率。
反应动力学的研究可以帮助人们理解反应的机理，预测反应的结果，以及优化化学反应的条件。
例如，通过研究反应的速率随温度的变化，可以得出反应的活化能（Ea），它是反应物分子间碰撞所需的最小能量，是反应速率的另一个决定因素。
总结热力学和动力学理论是化学反应的基本理论。
化学动力学与化学热力学之间的联系
化学动力学与化学热力学之间的联系
化学动力学和热力学的研究对象是什么，两者有何联系
答案解析
简单说，热力学是可以算的，比如用电极电势，可以大体判断反应是否能进行（不一定准）动力学呢？就要考虑一大堆因素了，但也许最终决定反应的就是它化学动力学是研究化学过程进行的速率和反应机理的物理化学分支学科。
化学动力学与化学热力学不同，不是计算达到反应平衡时反应进行的程度或转化率，而是从一种动态的角度观察化学反应，研究反应系统转变所需要的时间，以及这之中涉及的微观过程。
化学动力学与热力学的基础是统计力学、量子力学和分子运动论。
它的研究对象是性质随时间而变化的非平衡的动态体系。
化学热力学是物理化学和热力学的一个分支学科，它主要研究物质系统在各种条件下的物理和化学变化中所伴随着的能量变化，从而对化学反应的方向和进行的程度作出准确的判断。
化学热力学是建立在三个基本定律基础上发展起来的。
热力学第一定律就是能量守恒和转化定律，它是许多科学家实验总结出来的。
动力学是理论力学的分支学科，研究作用于物体的力与物体运动的关系。
动力学的研究对象是运动速度远小于光速的宏观物体。
原子和亚原子粒子的动力学研究属于量子力学；可以比拟光速的高速运动的研究则属于相对论力学。
动力学是物理学和天文学的基础，也是许多工程学科的基础。
许多数学上的进展常与解决动力学问题有关，所以数学家对动力学有浓
厚的兴趣。
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3. H 、ΔH的物理意义：
焓：● 定义 H ＝ U ＋ pV
● ΔH = ΔU + pΔV ● ΔH = Qp ● QV = Δ U
焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓 变
问题1： H是状态函数还是非状态函数？ H 呢？
4. 等压反应热
ΔH = Qp
5. 等容反应热： （ΔV = 0）
道尔顿分压定律： p=p1+p2+p3+p4+……+pi
五、热和功
1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或 传递的能量称为热； 表示为Q。
规定：体系从环境吸热时， Q为正值； 体系向环境放热时，Q为负值。
2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做 功;表示为W。
规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为 负值。
标准态对温度没有规定，不同温度下有 不同标准态
5-3 化学热力学的四个重要 状态函数
一 、 热力学能(内能)
1.热力学能：体系内部一切能量的总和
称为体系的热力学能(U)。 包括分子运动的动能，分子间的位能以及
分子、原子内部所蕴藏的能量。
问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环
体系对外作功： W = - pΔV = - p（V2 –V1） ΔU = Qp + W = Qp – p（V2 –V1） U2 – U1 = QP – p（V2 –V1） QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1）
令 H ＝ U ＋ pV H：新的函数-------焓
则 Qp = H2 – H1 = H（H称为焓变）
？？
六、 状态及状态函数:
1.状态：
表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式 。
由 p、V、T、n 等物理量所确定下来的体系
存在的形式称为体系的状态 2. 状态函数： 确定体系状态的物理量称为状态
函数 3. 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态
和终态有关，而与变化的过程无关 p、V、T
（I）加 压
能量可以相互转化，
转化过程中，能量的总值不变
例1: 某封闭体系在某一过程中从环境中吸 收了50kJ 的热量，对环境做了30kJ的功，则 体系在过程中热力学能变为：
ΔU体系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ
体系热力学能净增为20kJ； 问题： Δ U环境= ？
二、 焓(H)与焓变(△H)
终
始
态
态
p1=101.3kPa T1=373K V1=2m3
P3=303.9kPa T3=473K （II）加压、升温 V3=0.845m3
p1= 202.6kPa T1= 373K V1=1 m3
减压、降温
图3-1 理想气体两种不同变化过程
七、 热力学标准态
反应物与生成物都是气体时，各物质的分 压为1.013 105 Pa 反应物与生成物都是液体时，各物质的浓 度为1.0 mol• kg-1 固体和液体纯物质的标准态指在标准压 力下 的纯物质
化学热力学与化学动力 学基础
2020/8/18
5-1 化学热力学的研究对象
化学热力学：应用热力学的基本原理研究化学
反应过程的能量变化问题 热力学： 主要解决化学反应中的三个问题：
① 化学反应中能量的转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度
例如：
Fe2O3 + 3 CO = 2Fe +3CO2 Al 是否可以同样方法炼制 ？ Ti的氯化 TiO2 (s) + Cl2 (g) = TiCl4 (g) + O2(g) ? T2iCO(2石(s墨) )++2CO+2(2gC) l=2==(g2) CO= (gT) iCl4 (g) +2 CO(g)
5-2 热力学基本概念
一、 体系： 人为划分出来的研究对象
1． 敞开体系； 2． 封闭体系； 3． 孤立体系。
二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是 环境
三、物质的量：当物质的微粒数或其特定组 合数与0.012kg碳-12的原子数相等时， 其“物质的量”为1mol.
四、气体：
理想气体状态方程：pV=nRT
n = 7 - 11 = - 4 Qp = Qv + nRT
解答： 在开口烧杯进行时热效应为Qp, 在密 封容器中进行时热效应为Qv, 后者因不做膨胀 功故放热较多, 多出的部分为 nRT = (100/65.4)8.314300 = 3814 J
例1：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正 庚烷的恒容反应热为- 4807.12 kJmol-1,求其Qp 值。 解：C7H16(l) + 11O2(g) 7CO2(g)+ 8H2O(l)
●对于有气体参加的反应， V ≠ 0, Qp ≠ Qv
●对液态和固态反应，Qp ≈ Qv, H ≈ U
● ΔH + 吸热反应； ΔH - 放热反应
注意 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，不做有用功。
测试题：(4分) 27 C时, 将100 g Zn 溶于过量 稀硫酸中, 反应若分别在开口烧杯和密封容 器中进行, 那种情况放热较多? 多出多少?
境有能量交换，有热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化值。
△ U：体系热力学能改变量
●具有加和性，与物质的量成正比。 ●体系与环境之间能量交换的方式 ●热和功的符号规定
2. 热力学第一定律：
Q、W
状态（I）
状态 （II）
U1
U2
U2 = U1 + Q + W
热力学第一定律数学表达式：
ΔU = U2 – U1 = Q + W ●热力学第一定律：
则W = 0；这个过程放出的热量为QV 根据热力学第一定律: QV = Δ U
说ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ：在等容过程中，体系吸收的热量QV全 部用来增加体系的热力学能。
问题2：Qp 与Qv 之间的关系？
6. Qp与Qv之间的关系：
● Qp = H
Qv = U + p V
H = U + p V = U + nRT
Qp = Qv + nRT
1. 反应热 ( Q 化学反应的热效应）： 在化学反应过程中，当生成物的温度与反
应物的温度相同，等压条件下反应过程中体 系只做体积功而不做其它有用功时，化学反 应中吸收或放出的热量称为化学反应的热效 应。
等压热效应(Qp Qv )、 等容热效应(Qv )
2. 焓（H ）：
由热力学第一定律： ΔU = Q + W