第三章化学反应的基本原理资料
第三章 化学反应基本原理
★活化能对反应速率的影响
反应活化能越小，反应速率越大。
★催化剂对反应速率的影响
催化剂参与了化学反应，改变了反应的历程， 降低了反应活化能，则加快了反应速率。 催化剂能同等程度地改变正逆化学反应速 率，不改变平衡的位置（平衡不移动），即不
改变△rGmθ，亦不能改变平衡常数的大小，只
能缩短到达平衡的时间。
第三章 化学反应基本原理 ▲状态函数 T、P、V、U、H、S、G、A。 ▲状态函数的改变量： △T、△P、△V、△U、△H、△S、△G、△A 只与始态、终态有关，与途径无关。 ▲途径函数 热（Q）、功（W）的数值大小与具体的途径 有关。 注意：在系统内部、环境内部不讨论热和功。
热力学中规定： 系统吸热 Q > 0 ；吸热反应 △H＞0 系统放热 Q < 0 ； 放热反应 △H＜0 系统对环境做功(系统做功) 环境对系统做功(系统得功)
▲化学反应的熵变
rSm=ΣSm (生成物）- ΣS m (反应物）
= [ cSm (C) + dSm (D)] - [aSm (A) + bS m (B) ]
▲吉布斯函数（G）：G=H-TS 恒温时：△rGθm= △rHθm-T△rSθm ▲G判据（最终判据）：适用于封闭系统， 恒温恒压，W´=0的过程。 内容：
若 ③ = ① + ②， K3θ =K1θ K2θ ③ = ① - ②， K3θ =K1θ/ K2θ ③ = 2①+②， K3θ =(K1θ)2 K2θ ③ = ①-3②， K3θ =K1θ/(K2θ)3 ③ = - ①， K3θ =1/K1θ ③ =- 2①， K3θ =1/(K1θ)2
★化学平衡的移动 1、浓度对平衡移动的影响
注意: 表达式中P及c的值是平衡时刻的数值。
化学反应的基本原理
液体与固体接触时，液体在固体表面铺展的现象。润湿程度取决于液体的性质、固体表面的性质以及环境条件。
润湿现象
液体在细管中上升或下降的现象。毛细管现象与液体的性质、毛细管的直径和液体的浸润性有关。
毛细管现象
胶体性质、制备方法及在日常生活中的应用
胶体性质：胶体是一种分散体系，其中分散相粒子的直径在1-100纳米之间。胶体具有丁达尔效应、电泳现象和布朗运动等特殊性质。 制备方法：胶体的制备方法包括物理方法和化学方法。物理方法如研磨、分散和凝聚等；化学方法如溶胶-凝胶法、沉淀法和微乳液法等。 日常生活中的应用：胶体在日常生活中的应用非常广泛，如明胶、硅胶、橡胶、塑料、陶瓷、玻璃、水泥、石油化工等领域。此外，在生物医学、环境保护和新能源等领域也有重要应用。例如，利用胶体技术制备的药物载体可以提高药物的生物利用度和靶向性；利用胶体技术处理工业废水和废气可以降低环境污染；利用胶体技术制备的太阳能电池可以提高光电转换效率等。
反应物
化学反应方程式
定义 用化学式表示反应物和生成物之间关系的式子，遵循质量守恒定律和能量守恒定律。 组成 反应方程式由反应物、生成物和反应条件组成，通常用箭头连接反应物和生成物。 平衡 反应方程式必须配平，即反应物和生成物中同种元素的原子个数必须相等。
化学反应热力学基础
O2
热力学第一定律与能量守恒
THANKS
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Bye 202X
电解池的应用
电解池在工业生产中有广泛应用，如电解水制取氢气和氧气、电解熔融氯化钠制取金属钠和氯气等。此外，电解池还用于电镀、电冶金、有机合成等领域。
电解池工作原理
06
表面现象和胶体化学简介
பைடு நூலகம்
表面张力、润湿现象和毛细管现象
第三章化学反应基本原理
根据盖斯定律，途径I和途径II的反应热相同。
即 反应方程式 (1) = (2) + (3) 反应热 H1 = H2 + H3 H2 = H1 _ H3 = {-393.50 -(-282.96)} kJ mol-1 = -110.54 kJ mol-1
计算时注意： （1）条件相同的反应和聚集态相同的同一物质才 能相消、合并； （2）反应式乘（除）以某数，H也要同乘（除） 以该数。
标准摩尔反应焓变 : rH m(T) 反应体系中各物质皆处在温度为T的 标准状态下，反应进度为1mol时 ，反应的 焓变值称为该反应的标准摩尔反应焓变。 任一化学反应方程式的标准摩尔反应焓变可 用下式表示：
r H m (T ) B Hm (B, T )
3.2.3.3 热化学方程式
若要计算一个实际过程的体积功WV，则：
V2 V1
W p(环) dV p(环) dV
（1）恒容过程：体系体积恒定不变，过程的每一步都有dV = 0 ，所以WV = 0 （2）自由膨胀（即向真空膨胀）：因为 p环 0 , 所以WV = 0 （3）恒压过程： p环 p系 p 常数 ，所以有
0 lL mM aA bB
0 vLL vAA vBB
即：
化学反应进度
d dnB
1 B
nB为B的物质的量，νB为化学计量数
（1）当参加化学反应的各组分按反应方程式中的化学计 量数消耗反应物中各组分的物质的量，并生成产物各组 分的物质的量时，则称该化学反应的反应进度为1 mol 。 （2）对于同一反应，反应进度的值与选用反应式中何种 组分量的变化来进行计算无关 。 （3）对同一化学反应，因化学反应方程式写法不同会导 致反应进度的数值不同。
第三章 化学反应的基本原理
• 在一定温度下，Kc 为常数
• 测定平衡时各组分的浓度（或分压），通过平衡 常数表达式，可求出K.
2）标准平衡常数（K)：
例如： N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力： 4.17 12.52 3.57 (106 kPa)
Kp [PNH3 ]2 [PH 2 ]3 [PN 2 ] 1.56 10 15 (Pa 2 )
ΔfGm,B/kJ.mol-1 -300.194
0
-371.06
ΔrGm = {2×(-371.06)-2×(-300.194)}kJ.mol-1 =-141.732 kJ.mol-1 答: ΔrGm <0 所以，反应向正方向自发 进行。
(3) 吉-亥方程 任意温度下标准吉布斯函数变可按 下式近似计算：
熵值与nB成正比。
热力学第三定律：
• 绝对零度时任何物质完美晶体的熵值为0。
标准摩尔熵：
单位 J .K-1.mol-1
物质熵值大小的比较
• ⑴物质的熵随温度升高而增大； • 例： CS2(l) • J .K-1.mol-1 S m (161K ) 103 • S m (298K ) 150 J .K-1.mol-1 • ⑵同一物质在气态时的熵大于液态，液态的熵 大于固态； S m ( g ) S m (l ) S m ( s)
1
熵变的计算
ΔrSm (298.15K)=ΣBνBSm,B(298.15K)
化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算：
例题： 计算合成氨反应在298.15K时的标准 摩尔熵变。 解: N2(g) + 3H2(g)
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理是基于原子和分子之间的相互作用以及能量变化。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、化学键的形成与断裂、能量变化和化学反应速率等方面。
一、反应物和生成物在化学反应中，参与反应的物质被称为反应物，而反应过程中产生的新物质被称为生成物。
反应物通过化学反应发生化学变化，生成物的形成使整个系统发生了变化。
例如，当氢气（H2）和氧气（O2）发生反应时，生成的产物是水（H2O）。
二、化学键的形成与断裂化学反应中，分子中的化学键会发生形成和断裂的过程。
化学键是原子之间通过电子共享或电子转移所形成的。
1. 共价键的形成和断裂共价键是指两个原子通过共享一个或多个电子对而连接在一起的化学键。
当原子之间形成共价键时，它们会共享电子，使得原子能量变低，稳定度提高。
而当共价键断裂时，原子之间的共享电子会重新分配，形成新的物质。
2. 离子键的形成和断裂离子键是由金属和非金属元素之间的电子转移而形成的化学键。
当金属元素失去电子形成阳离子，非金属元素获得这些电子形成阴离子，阳离子和阴离子之间通过静电作用相互吸引形成离子键。
断裂离子键是指离子之间电荷重新分布的过程。
三、能量变化在化学反应中，能量的转化是不可避免的。
常见的能量变化包括放热反应和吸热反应。
1. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量低于反应物的总能量，反应过程中释放的能量以热量的形式排放。
2. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收热量的化学反应。
此类反应的产物的总能量高于反应物的总能量，反应过程中吸收外界的能量。
四、化学反应速率化学反应速率是指反应物转化为产物的速度。
它受到几个因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物之间的碰撞频率等。
1. 反应物浓度反应物浓度越高，其分子之间的碰撞频率越高，反应速率也就越快。
2. 温度温度升高会增加反应物分子的平均动能，使它们运动更加剧烈，碰撞的能量也增加，从而增加反应速率。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
这种变化是由化学原理驱动的，下面我们来探讨化学反应的基本原理。
一、质量守恒定律质量守恒定律是化学反应的基本原理之一。
它指出，在任何化学反应中，反应物的质量与生成物的质量之和保持不变。
换句话说，化学反应前后物质的总质量始终保持恒定。
例如，当将氧气与氢气混合并点燃时，发生以下反应：2H2 + O2 → 2H2O根据质量守恒定律，氧气与氢气的质量之和等于水的质量，即反应前后物质的总质量保持不变。
二、能量守恒定律能量守恒定律是化学反应的另一个基本原理。
它表明在化学反应中，能量既不能创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物和生成物的能量可能有所不同。
有些化学反应会吸收能量，被称为吸热反应；而有些反应会释放能量，被称为放热反应。
例如，燃烧是一种放热反应，当将木材放入火中时，木材与氧气反应产生热量和二氧化碳：C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + 热能反应中的化学能转化为热能，释放出来。
三、化学键的形成和断裂化学反应的基本原理还涉及化学键的形成和断裂。
在化学反应中，化学键可以形成或断裂，这导致原子重新排列，并形成新的化学物质。
化学键是原子之间的力，它们通过电子的共享或转移来连接原子。
化学反应中，原子间键的形成或断裂需要吸收或释放能量。
例如，当氯气（Cl2）与钠金属（Na）反应时，氯气中的氯原子接收钠金属中的电子，形成氯化钠（NaCl）：Cl2 + 2Na → 2NaCl在反应中，氯气中的氯原子与钠金属中的钠原子发生电子转移，形成了化学键。
这种化学键的形成和断裂是化学反应进行的基础。
四、速率与反应机理化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗的量或生成物产生的量。
速率与反应机理密切相关，反应机理描述了反应过程中分子之间的相互作用和转化。
反应机理涉及反应的中间过程和过渡态，它们由反应物转化为产物的中间步骤。
反应速率取决于各个步骤的速率常数和反应物的浓度。
化学反应原理全册知识点归纳（精华）
《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。
化学反应的基本原理和应用
化学反应的基本原理和应用化学反应的基本原理和应用化学反应是指原子之间的一系列化学变化过程。
在化学反应中，原子和分子以形成新的化学物质。
这些变化有时是直接可见的，但其他情况下，必须通过分析其物理和化学性质来确定它们是否已经发生。
本文将介绍化学反应的基本原理和应用。
1. 化学反应的基本原理化学反应的基本原理可以用以下几个方面来描述：1.1 反应物反应物是参与化学反应的物质。
在化学反应中，它们结合形成新的化学物质。
一个化学反应包括两种或更多反应物的混合。
1.2 反应过程化学反应是一种将反应物转化为新化学物质的过程。
在这个过程中，电子和共价键的重新排列有时会转移原子，形成新的化合物，让它们成为稳定的化学物质。
1.3 反应产物化学反应的结果是新的化学物质，这些物质称为反应产物。
在化学反应过程中，反应物结合在一起产生新的化学物质。
1.4 化学式化学反应可以用化学式表示。
化学式是一种特殊的符号，用于描述化合物中原子之间的相对强度和位置。
常见的化学式包括分子式、离子式和结构式。
1.5 化学键原子之间的相互作用是通过共价键或离子键建立的。
在反应中，化学键的断裂和新的化学键的形成是创建新化合物的必要步骤。
2. 化学反应的应用2.1 工业化学反应大多数现代工业化学反应都是通过多步反应来生产所需的产品。
举例来说，工业制造铝的过程需要几个化学反应步骤，其中一些反应需要高温、高压以及多个催化剂。
工业反应通常通过精确地控制反应条件来最小化引起不需要的副反应的可能性。
这些条件包括温度、压力、物质配比、催化剂和反应速率。
2.2 食品和药品制造食品和药品制造涉及大量的化学反应。
生产人工甜味剂、防腐剂和食品染料都需要化学反应。
药品制造也涉及到化学反应，因为化学反应可以合成必要的配方。
在制药工业中，化学反应被用于生产药物。
化学反应可以制造药物中所需的化学组分，并将它们组合成正确的化合物。
这是许多药物生产过程最基本的步骤。
2.3 环保处理化学反应可以用于处理环境中的污染问题。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是化学现象中最基本的过程之一。
化学反应的基本原理包括反应物、产物、反应条件等。
本文将分别从这几个方面来阐述化学反应的基本原理。
一、反应物反应物是发生化学反应的原料，是指其中一个或多个参与反应的物质。
化学反应中，反应物发生变化形成产物。
反应物在反应中一般会产生化学键的断裂和新化学键的形成，使得化学反应能量发生变化。
在化学反应中，反应物的种类和数量非常重要，它们对反应的速度和产物的种类有很大影响。
二、产物产物是反应化学物质在反应后形成的化学物质，是化学反应的最终结果。
产物和反应物在物质上的性质有很大不同，涉及到化学键的形成和断裂，能量的吸收或释放，以及物质的分子结构等方面的变化。
产物是反应的结果，它的种类和数量取决于反应物的种类和数量，还受到反应条件的影响。
三、反应条件反应条件包括温度、压力、质量浓度等因素。
温度越高，反应速率越快，因为分子碰撞的机会增加了；压力增加，反应速率也会增加，因为分子间的碰撞频率增加；此外，反应物的质量浓度也对反应速率有一定影响。
反应条件的变化可能改变反应的选择性和速率，因此非常重要。
四、能量变化化学反应中，反应物的原子之间产生化学键，化学键断裂时吸收能量，新的化学键形成时则释放能量。
这些能量变化可以影响反应的方向和速率。
如一些反应在放出热时，反应速率就会很快，而一些反应需要吸收热时，反应速率就比较慢。
五、反应机理反应机理指化学反应发生的步骤和中间产物。
化学反应通常包括起始反应、中间反应和末端反应，每一步骤中可能产生多种中间产物和反应物，以及吸收和释放能量。
反应机理是研究化学反应速率和反应选择性的重要方法，可以帮助科学家了解反应过程和调节反应条件。
化学反应是化学学科的核心内容之一，它涉及到很多基本的化学知识和概念，包括化学键、静电、分子运动等等。
化学反应的基本原理涵盖反应物、产物、反应条件、能量变化和反应机理等几个方面。
这些基本原理是了解化学反应的必要基础，也是科学家深入探究化学反应机制的重要突破口。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生的转化过程，它是化学领域中最基本的概念之一。
化学反应的基本原理涉及到物质的组成、结构和能量变化等方面。
本文将从原子结构、化学键和能量变化等方面介绍化学反应的基本原理。
首先，化学反应的基本原理可以追溯到物质的微观结构，即原子结构。
原子是构成物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
在化学反应中，原子之间发生了重新排列和重新组合的过程。
例如，氢气（H2）与氧气（O2）发生反应生成水（H2O），其中氢原子和氧原子重新组合形成水分子。
这种重新组合是由于原子间的化学键发生了变化。
其次，化学键是连接原子的力，它决定了分子的稳定性和反应性。
在化学反应中，化学键的形成和断裂是关键步骤。
化学键可以分为离子键、共价键和金属键等不同类型。
离子键是由正负电荷之间的相互吸引力形成的，它通常存在于离子化合物中。
共价键是由共享电子对形成的，它通常存在于分子化合物中。
金属键是金属原子之间的电子云共享形成的，它通常存在于金属中。
化学反应中，化学键的形成和断裂导致了原子之间的重新排列和组合，从而实现了物质的转化。
能量变化是化学反应的另一个重要方面。
化学反应涉及能量的吸收和释放。
化学反应中，反应物的化学键断裂需要吸收能量，而生成新的化学键则释放能量。
根据能量变化的方向，化学反应可以分为吸热反应和放热反应。
吸热反应是指在反应过程中吸收了热能，使周围温度下降。
放热反应是指在反应过程中释放了热能，使周围温度升高。
能量变化还可以通过反应物和生成物之间的化学键能量差来描述。
化学键能量差越大，反应越剧烈。
综上所述，化学反应的基本原理涉及到物质的组成、结构和能量变化等方面。
原子结构决定了原子之间的重新排列和组合，化学键决定了分子的稳定性和反应性，能量变化则是化学反应中的重要特征。
了解化学反应的基本原理有助于我们理解化学变化的本质，进一步探索化学领域的奥秘。
（字数：489）。
第三章 化学反应原理
标准熵──在标准压力下，１mol纯物质的熵值叫做 标准熵。 用符号Sm θ表示，单位是 J.K-1.mol-1。 例如：同种物质的不同物态，Ss<Sl<Sg。
2、熵变的计算
根据热学第三定律和熵的单位，可以知道，S与H、 U不同，熵的绝对值是可以用实验方法测定出来的，它 的大小与物质的温度、物质的量有关。
H2(g)+ O2(g)＝H2O(l)
ΔrHθ = ΔrH1θ+ ΔrH2θ + ΔrH3θ = 676.1 - 917.9 -44.0 = -285.8 kJ· mol-1 所以盖斯定律 又可表达为: 一个化学反应的焓变等于各分步 反应的焓变之和。
盖斯定律的应用
从一些已知反应热数据求出另外的热反应数据。 <1> C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔrH1θ= -393.5 kJ· mol-1 1 <2> CO(g) + ——O2(g) = CO2(g) Δ rH2θ= -283 kJ·mol-1 2 1 则<3> = <1> - <2>: C(石墨) + —O2(g) = CO (g) 2 ΔrH3θ=ΔrH1θ-ΔrH2θ = -393.5 + 283 = -110.5 kJ· mol-1 上述第3步的反应是很难由实验测得, 而第1和第2步反 应都可从实验测得,因此用盖斯定律就不难求出一些难以从
[ p(Y) p ] [ p(Z) p ] K [ p(P) pθ ] p [ p(Q) pθ ]q
θ θ z
θ y
[c(Y) c ] [c(Z) c ] K θ p θ q [c(P) c ] [c(Q) c ]
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理
化学反应是指物质发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理是根据物质的组成和反应条件，原子之间进行重新排列以形成新的化学键，从而产生新的物质。
化学反应中，原子、分子或离子之间的化学键被破坏或形成，从而导致了物质性质的改变。
化学反应遵循一定的反应原理，包括能量守恒原理、物质守恒原理和化学键重新组合原理。
根据能量守恒原理，化学反应过程中总能量的和保持不变，即反应前后总能量相等。
根据物质守恒原理，化学反应中反应物的质量和反应产物的质量之和保持不变，即反应前后物质的总质量不变。
根据化学键重新组合原理，化学反应中原子之间的化学键被破坏或形成，使得原子重新组合成新的分子和离子。
化学反应的基本原理还涉及到反应速率、反应平衡以及反应热力学等方面。
反应速率描述了反应物转化成产物的速度，受到反应物浓度、温度、压力和催化剂等因素的影响。
反应平衡是指在一定条件下，反应物转化为产物和产物转化为反应物的速率相等，达到动态平衡。
反应热力学研究反应过程中的能量变化，包括焓变、熵变和自由能变化等。
综上所述，化学反应的基本原理是根据能量守恒原理、物质守恒原理和化学键重新组合原理，通过重新排列原子、分子和离子之间的化学键，形成新的化学物质，并受到反应速率、反应平衡和反应热力学等因素的调节。
第三章 化学反应原理
上式说明，恒压过程中系统热量 Qp 的变化等于 终态和始态的 (U + pV) 值之差。
热力学中将 (U + pV) 定义为焓，符号为 H。
H = U + pV
焓 H 在系统状态变化过程中的变化值就是H， H 在热力学中称焓变，即
Qp = H2 H1 = H
焓的变化 H 在数值上等于等压过程中吸收 或放出的热量，即 H＞0，表示系统吸热，
思考：以下哪些反应的恒压反应热不是生成焓(反应物和 生成物都是标准态)?
C(石墨) O2(g) CO2 (g)
CO(g)
1 2
O
2
(
g
)
CO
1、 盖斯定律
化学反应的反应热（恒压或恒容下）只与物质的始态或终态 有关而与变化的途径无关。
1
H2(g) + —2 O2(g)
ΔrH1θ
2H(g) + O(g)
ΔrHθ
ΔrH2θ
H2O(l)
ΔrH3θ
H2O(g)
ΔrHθ = ΔrH1θ + ΔrH2θ + ΔrH3θ
盖斯定律计算实例
(1) H2(g)+ O2 = 2H(g)+O(g) (2) 2H(g)+O(g) = H2O(g) (3) H2O(g) = H2O(l)
热力学能：又称内能，系统物质内部运动能 量的总和，内部运动包括分子的平动、转动、 振动以及电子运动和核运动。
符号：U 热力学能的变化：ΔU 单位：能量的单位（J或kJ）
内能的特征： 状态函数 无绝对力下，前者放在
10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上。 两者的内能相同吗？
热力学第一定律
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间的相互作用，导致化学键的形成、断裂和重新组合的过程。
化学反应是化学变化的基本表现，它依赖于几个基本原理，包括能量守恒定律、质量守恒定律和化学反应速率等。
本文将深入探讨化学反应的基本原理及其应用。
一、能量守恒定律能量守恒定律指的是在化学反应中，能量的总量保持不变。
根据热力学第一定律，能量既不能被创造，也不能被消灭，只能在不同形式之间进行转化。
化学反应中，反应物的化学键断裂需要吸收能量，而生成物的化学键形成会释放能量。
反应物和生成物之间的能量差称为反应焓变，可以用来预测反应过程中能量的转化。
以燃烧反应为例，当燃料与氧气发生反应时，化学键断裂需要吸收能量，而新的化学键形成会释放能量。
反应前后的总能量保持不变，符合能量守恒定律。
这个原理在工业和生活中有广泛的应用，例如发电厂中的燃煤、燃气和核能等。
二、质量守恒定律质量守恒定律指的是化学反应中原子的数目保持不变。
化学反应只是原子重新组合的过程，原子并不会被创建或销毁。
无论是反应物还是生成物，在化学反应前后的总原子数是相等的。
以水的电解反应为例，当通过电解水时，水分子分解为氢和氧气。
反应前后，氢和氧气的总原子数保持不变，符合质量守恒定律。
这个原理也可以应用于化学合成、分解和置换等各种反应中。
三、化学反应速率化学反应速率指的是反应物转化为生成物的速度。
速率受多种因素影响，包括温度、浓度、压力和催化剂等。
其中温度是影响反应速率最显著的因素之一。
根据活化能理论，温度升高会增加反应物的动能，增加反应物分子的碰撞频率和能量，从而加快反应速率。
催化剂是能够改变反应速率的物质，通过提供一个新的反应路径，降低了反应的活化能。
化学反应速率的准确预测和控制对于工业生产和环境保护有重要意义。
例如，催化剂的应用可以促进化学反应，提高生产效率和产品纯度。
结论化学反应的基本原理包括能量守恒定律、质量守恒定律和化学反应速率等。
根据这些原理，可以预测和控制化学反应的过程和结果。
化学反应原理第三章 沉淀溶解平衡
2、化学平衡和电离平衡的平衡常数如何表达？其 意义：表示反应的限度，弱酸弱碱的相对强弱。 意义和影响因素有哪些？
3、判断化学平衡移动的方法 影响因素：温度
Q与K的关系 Q = K 达到平衡状态.
Q＜ K 平衡正向移动,直到达到平衡状态. 化学平衡移动原理（勒夏特列原理） Q＞ K 平衡逆向移动,直到达到平衡状态.
逆：沉淀溶解与沉淀的形成是一个可逆过程
等：达到沉淀溶解平衡，沉淀溶解速率与沉淀的形成的速率相等
定：达到沉淀溶解平衡，溶质离子浓度保持不变
动态平衡，达到沉淀溶解平衡，沉淀的生成与溶解仍在进 动：行，其速率相等
变：沉淀溶解平衡是在一定条件下建立起来的，当条件改变，
会建立新的平衡
练一练
下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（B） A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等 B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率与溶解 的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度 相等且保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀 物，将促进溶解
加NaI（s） 加AgNO3(s) 加NH3· 2O H
→
↓
↑
思考：
AgCl(s)
Ag＋(aq) + Cl－(aq)
这种平衡属于我们学过的哪种平衡？
探究：
在饱和NaCl的水溶液中，再加入固体溶质， 固体有没有溶解过程？
可溶的电解质溶液中 存在溶解平衡，难溶 的电解质在水中是否 也存在溶解平衡呢？
3、溶度积常数或溶度积(Ksp )：
表达式
如 PbI2 (s)
Pb2 + (aq) +2I- (aq)
25℃时， Ksp= [Pb2+ ][I-]2 = 7.1×10-9mol3L-3
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是化学领域中至关重要的概念，它涉及物质之间发生的转变和变化。
了解化学反应的基本原理对于理解化学现象、加深对化学知识的掌握以及应用化学于实际生活中都非常重要。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、摩尔比和化学方程式等。
1. 反应物和生成物在化学反应中，反应物是指参与反应的起始物质，生成物则是指在反应中形成的新物质。
例如，在氧化铁的制备过程中，铁（Fe）和氧气（O2）是反应物，而生成的氧化铁（Fe2O3）是生成物。
反应物和生成物的种类可以各不相同，取决于具体的化学反应类型。
2. 摩尔比和化学方程式化学反应的发生需要满足一定的摩尔比。
摩尔比是指反应物之间在化学反应中的相对数量关系。
化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的方法。
例如，用化学方程式表示氢气与氧气的反应为：2H2 + O2 -> 2H2O其中，2H2表示2个氢气分子，O2表示1个氧气分子，2H2O表示2个水分子。
方程式中的系数代表反应物和生成物的摩尔比，通过这个比例关系，可以推断出反应物的化学量和生成物的化学量。
3. 反应类型化学反应可以分为多种类型，包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。
不同类型的反应具有不同的特点和条件。
例如，在酸碱反应中，酸和碱发生中和反应，生成盐和水。
在氧化还原反应中，电子的转移导致物质的氧化和还原。
在置换反应中，原子或离子的位置发生交换。
了解不同类型的反应有助于预测反应的产物和了解化学反应的机理。
4. 反应速率和能量变化化学反应的速率是指单位时间内物质转化的量。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
高温、高浓度、适当的催化剂和较大的表面积通常会加快反应速率。
反应过程中还伴随着能量的变化，包括放热反应和吸热反应。
放热反应释放能量，而吸热反应则吸收能量。
5. 化学平衡在化学反应中，反应物和生成物之间可能达到一种动态平衡，即化学反应同时进行正反两个方向，但反应物和生成物的浓度保持一定的稳定状态。
化学反应原理---第三章复习
第一节水溶液知识点1 水的电离平衡1、水是一种弱电解质，存在着电离平衡，可表示如下：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O+ + OH-2、影响水电离平衡的因素温度、酸、碱、能水解的盐等都能影响水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。
（1）升温平衡右移；（2）加酸或碱平衡左移；（3）加入能水解的盐平衡右移。
3、水的离子积水的离子积K w =[H+][OH-]K w的大小只与温度有关。
所以在应用水的离子积时，必须指明温度。
如不指明，则认为25℃。
室温下，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1K w=1×10-14mol2•L-2知识点2 溶液的酸碱性和pH1、溶液酸碱性的判断（1）溶液呈酸性、碱性还是中性，应看[H+]和[OH-]的相对大小：[H+]=[OH-]溶液呈中性；[H+]>[OH-]溶液呈酸性；[H+]<[OH-]溶液呈碱性。
（2）利用pH：常温下，pH=7 中性；pH<7 酸性；pH>7 碱性。
（3）利用pH试纸(1—14的整数)：pH试纸测定的为溶液中的[H+]，使用时不能润湿。
正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比。
（4）利用pH计（精确到0.01）知识点3 pH的计算关键先求出溶液的[H+]，再通过pH = -lg[H+]求溶液的pH。
知识点4 强电解质与弱电解质1、电解质与非电解质2、强电解质与弱电解质知识点5 电解质溶液的导电1、电解质的导电电解质导电能力取决于溶液中离子的浓度以及离子所带电荷数，而与电解质的强弱没有必然联系。
离子浓度越大，离子所带电荷越多，则导电能力越强；离子浓度越小，离子所带电荷越少，导电能力越弱。
知识点6 电离方程式的书写1、强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“=”2、弱电解质部分电离，在写电离方程式时用“”（1）一元弱酸、弱碱一步电离CH3COOH CH3COO- + H+NH3•H2O NH4+ + OH-（2）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）H2CO3H+ + HCO3-（主）HCO3-H+ + CO32-（次）（3）多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出Fe(OH)3Fe3+ + 3OH-[习题训练]1、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A、水的离子积变大，pH变小，呈酸性B、水的离子积不变，pH不变，呈中性C、水的离子积变小，pH变大，呈碱性D、水的离子积变大，pH变小，呈中性2、25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是()A、向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]降低B、向水中加入少量固体硫酸氢钠，[H＋]增大，K W不变C、向水中加入少量固体钠，平衡逆向移动，[H＋]降低D、将水加热，K W增大，[H＋]不变3、下列物质中，属于强电解质的是（）A 、CO B、KOH C、Fe(OH)3 D 、HF4、下列电离方程式中，不正确的是（ ）A 、 Ba(OH)2 Ba 2+ + 2OH -B 、 NH 3•H 2O NH 4+ + OH -C 、 CH 3COOH CH 3COO - + H +D 、 AgCl=Ag + + Cl -5、能证明某物质是弱电解质的是（ ）A 、难溶于水B 、溶液中存在已电离的离子和未电离的分子C 、水溶液的导电性差D 、熔融状态时不导电6、在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H ＋]＝1×10－12 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是(双选)( )A 、12B 、7C 、6D 、27、t ℃时，水的离子积为K w ，该温度下将a mol•L -1一元酸HA 与b mol•L -1一元碱BOH 等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是（ ）A 、混合液的pH=7B 、混合液中c(H +)=C 、a=bD 、混合液中c(B +)=c(A -)+c(OH -)8、下列说法中，正确的是（ ）A 、导电能力强的电解质溶液一定是强电解质溶液B 、 强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强C 、强电解质的水溶液中不存在溶质分子D 、 0.1 mol·L －1NaOH 溶液比0.01mol·L －1NaOH 溶液导电性强，因此前者是强电解质，后者是弱电解质。
化学反应的基本原理
298K, H2O（g) 途径1 298K,H2O(l)
（g)
373K,H2O 终态 373K,H2O(l) 途径2
始态
过程着重于始态和终态；而途径着重于具体 方式。 15
等温过程：体系在恒温（ΔＴ＝０）条件下发生了 状态变化。 等压过程：体系在恒压（Δp＝０）条件下发生了 状态变化。 等容过程：体系在恒容（ΔＶ＝０）条件下发生了 状态变化。
封闭体系(closed system)
孤立体系(isolated system)
6
敞开体系：体系和环境之间既有物质的交换 又有能量的交换。
体系
能量 物质
环境
7
封闭体系：体系和环境之间没有物质的交换 只有能量的交换。
体系
能量
环境
8
孤立体系：体系和环境之间既没有物质的交 换又没有能量的交换。
孤立体系也称为 隔离体系。
12
状态函数的特点：
1. 体系的状态一定，状态函数值确定。 2. 状态函数的改变值只由体系的始态和终 态决定，与体系经过的途径无关。 3. 循环过程的状态函数改变值为零。
状态函数变化值
终态值
始态值
13
３. 过程与途径 过程：体系从始态到终态，其状态发生变 化的经过称为过程。 途径：完成过程可以采取多种不同的方式。 我们把每种具体的方式，即具体步 骤称为途径。
9
我们主要研究封闭体系。
10
2 . 状态函数 状态函数：用来描述体系状态的物理量叫做 状态函数。
例如，某理想气体是我们研究的体系，其物质的 量 n = 1 mol，压强 p = 1.013×105 Pa，体积 V = 22.4 L，温度 T = 273 K，我们说体系处于标准状 态。在这里，n,p,V和T就是体系的状态函数，理 想气体的标准状态就是由这些状态函数确定下来 的体系的一种状态。
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溶液均匀 混合
现象
碳在空气中燃烧生成二氧化碳， C(s) + O2(g) → CO2(g) △H⊝m=-393.5kJ· mol-1 自动进行
空气中二氧化碳分解成碳和氧气，
CO2(g) → C(s) + O2(g) 非自动进行
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自发性的共同体特点：
①方向性：向减小某种差别方向移动。 ②有一定限度：即平衡状态； ③有一定的物理量判断变化的方向和限度。 例如，在热传导中，用温度可判断过程的方 向和限度，变化方向是从高温物体到低温物 体，温差为零时，就是过程的限度。 对于化学反应来说，有无判据来判断它们进 行的方向和限度？早在19世纪中叶，曾有人提 出一个经验原则：“任何没有外界能量参与的 化学反应，总是趋向于能放热更多的方向”。 10
2
内容提要
本章讨论化学反应的一些基本 原理，主要包括化学反应方向及化 学反应程度（化学平衡以及化学反 应速率）
3
学习要求
1.理解自发反应的特征及影响过程自发性的两大因素；了解混 乱度与熵的概念。 2. 掌握化学反应的标准摩尔吉布斯函数变（ΔrGmө）的计算， 能应用ΔrG或ΔrGө判断反应进行向。 3.理解化学平衡的概念、特点，掌握标准平衡常数（Kө）的写 法及其与ΔrGmө的关系，并能进行有关计算；理解影响平衡移 动的因素，能判断平衡移动的方向。 4. 了解化学反应速率、基元反应和反应级数的概念；能运用速 率方程式和阿仑尼乌斯公式进行有关计算；能解释浓度、温度、 催化剂对化学反应的影响。
既然系统总是自发地向能量降低的方向进行， 那么是否吸热反应均为非自发反应?
例如： H2O(s) → H2O(l) ΔrHm =60 kJ· mol-1＞0 在常温常压下，这个过程是自发的。 CaCO3(s)→ CaO(s) + CO2(g) ΔrHm =178.32 kJ· mol-1 ＞0 低温时，此反应为非自发；高温时，此反应为自发。 NH4NO3(s) + H2O(l) = NH4＋（aq） + NO3-（aq) （ΔH>0）
始、终态有关，与变化的途径无关。
25
影响熵值的主要因素
(1)同一物质，聚集状态不同，熵值不同 S ⊝m(g)>S ⊝m (l)>S ⊝m (s)
13
微观状态数与粒子数、活动位置：
3 分子 (3位置) 3 分子 (4位置)
2 分子 (4位置)
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系 微观粒子 位置 统 数 数 (1) (2) (3) 3 3 2 3 4 4
微观状态 数 1 4 6
粒子的活动范围愈大，体系的微观 状态数愈多，系统的混乱度愈大。
15
★熵与微观粒子状态数关系 1878年，L.Boltzman提出 了熵与微观状态数的关系 S = klnΩ S---熵 Ω---微观状态数 k--- Boltzman常量
分布的过程，即系统能否自发进行还与系统
内各类微观粒子的运动与分布的混乱度有关
，混乱度越高，该状态越稳定，越有利于正 向自发。
21
熵的定义
系统内物质微观粒子的混乱度的量度称为 熵(entropy)，用符号 S 表示。
单位: J· mol-1· K-1
混乱度越大，熵值越大。 根据上面的定义，我们可以设想一下在什么情 况下，混乱度最小即熵值为零呢?
。
7
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ 表
实例 水流 热传导 电流 气体膨胀 水 + 酒精 自发进行 方向 高水位 → 低水位 自发条件 Δh<0 ΔT<0 ΔE<0 Δp<0 相容性 进行限度 Δh = 0 ΔT = 0 ΔE = 0 Δp = 0 均匀为止 推动力 Δh ΔT ΔE Δp 扩散
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高温 → 低 温 高电位 → 低电位
表示：Sm (B,物态, T )
其SI单位 J· mol-1· K-1
常见的单质和化合物在298.15K时的标准摩尔熵值见
附录
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热力学规定2
水合离子中，水合氢离子的标准摩尔熵值 为0，通常选定温度为298.15K，即
Sm(H+,aq ,298.15K)=0 。
据这一规定，我们就能得到其它水合离子的 标准摩尔熵值。 常见水合离子在298.15K时的标准摩尔熵值 见附录 熵是状态函数。其变化的数值大小仅与
（混乱度增大）
11
由此可见，一个反应(或过程)能否自发， 除了与ΔH 这一重要因素有关外，还与其它 因素有关。 研究表明，由两条基本规律控制自然界 （包括化学反应）所有自发过程的方向。 （1）系统倾向取得最低能量状态； （2）系统倾向于取得最大混乱度。
12
体系有趋向于最大混乱度的倾向，体系混
乱度增大有利于反应自发地进行。
4
3.1 化学反应的方向
3.1.1
3.1.2
熵和熵变
吉布斯函数和反应的吉布斯函数变
3.1.3
反应自发进行方向的判断
5
3.1.1 熵和熵变
1. 自发过程的特征 2. 混乱度与熵 3. 标准摩尔熵与标准摩尔熵变
6
1.自发过程的特点
概念
自发过程（spontaneous process）:通 常指不需要环境（外界）做功的情况下 能自动进行的过程
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3.标准摩尔熵与标准摩尔熵变
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热力学规定1
温度为 0 K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零，
即 S(0 K)=0。 （热力学第三定律）
据此，就可求出任何物质在TK时的熵值，此熵值称 为 规定熵：△S=ST－S0=ST 标准条件单位物质的量的纯物质的规定熵就叫做该物质 的 标准摩尔熵(standard molar entropy)。
引 言
热力学第一定律关心的是变化过程中的 能量守恒问题，对一个过程事实上能否发生却 无能为力。而热力学通过引入熵（S）和吉布 斯自由能（G）来解决这个问题。只要通过热 力学函数的有关计算而不必依靠试验，即可知 反应能否自发进行和反应进行的限度。
1
第三章化学反应基本原理
• 3.1化学反应的方向 • 3.2化学反应进行的程度和化学平衡 • 3.3化学反应速率
玻耳兹曼 (Boltzmann L,1844-1906) 奥地利物理学家
-1 -1
R 8.314J m ol K k NA 6.0221023 m ol-1 1.380610- 23 J K -1
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2.混乱度与熵
自发过程是系统中的物质微粒趋向于混乱