Chap.3化学反应的基本原理.ppt

第3章 化学反应的基本原理  Fundamentals of Chemical Reactions 3.1 化学反应中的能量关系 3.2 化学反应的方向和限度 3.3 化学反应速率 3.4 化学反应的限度 *3.5 化学反应基本原理的应用 教学重点、难点： 重点： 1.反应进度、系统与环境、状态与状态函数等概念。 2.Hess定律，热化学反应方程式，标准生成焓的定义，用标准摩尔生成焓计算各种化学反应的热效应。 3.自发过程与自发反应、熵、吉布斯自由能的概念与化学反应方向的判据。 4.化学平衡及平衡移动规律，能用平衡常数（Ko）计算化学平衡时各组分的组成 5.化学反应速率方程（质量作用定律）和反应级数的概念。 难点： 1.自发过程与自发反应、熵、吉布斯自由能的概念与化学反应方向的判据 2.有关化学平衡的处理与计算 3.1 化学反应中的能量关系 体系分类 3.过程和途径 4. 热和功 功与过程 5. 热力学能 第一定律的文字表述 第一定律的数学表达式 3.1.2 热化学 1.反应进度（extent of reaction ） 1.反应进度（extent of reaction ） 2. 焓 （enthalpy）和焓变 等压、等容热效应 3.热化学方程式 4. 赫斯定律（Hess’s law） (1) 赫斯定律（Hess’s law） (3)化学反应热的计算 3.2化学反应的方向 (1)自发过程： 自然界中发生的过程：自发过程和非自发过程。 ①自发变化的逆过程是非自发变化 ②自发变化和非自发变化都是可以进行的，自发自动发生, 非自发必须借助一定方式的外部作用才能进行 ③自发变化的最大限度是体系的平衡状态。 自然界中两条基本规律： ①物质体系倾向于最低能量（能量最低原理） ②物质体系倾向于取得最大混乱度 自发变化 某种变化有自动发生的趋势，一旦发生就无需借助外力，可以自动进行，这种变化称为自发变化. 熵S：表示系统中微观粒子运动混乱程度的热力学函数 S= klnΩ 特点： ①每种物质在给定条件下都有一定的熵值，系统的混乱度 越大，熵值也越大。 ②与焓一样，熵也是状态函数；且熵的绝对值可以测定 假设：在绝对零度时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零。 SθT J·mol-1·k-1 Sθm 标准摩尔熵 3. 化学反应的熵变 化学反应的熵变可由反应物和生成物的标准熵来进行计算： △rSθ反应 = ∑νi S θ (生成物)— ∑νi Sθ(反应物) 对孤立体系（体系与环境之间无物质交换，也没有能量交换），自发变化的方向是熵增加的方向。 △S孤立 0 熵变判据 （△S体+△S环） 0 太复杂, 引出Gibbs自由能 3. 自发反应方向判据* 在封闭体系，等温等压只作体积功的条件下，自发变化的方向是Gibbs自由能变减少的方向 即： △ G＜O ，自发过程，反应能正向进行 △ G＞O，非自发过程，反应能逆向进行 △?G=O，反应处于平衡状态。 反应速度和速率 3. 浓度对反应速率的影响 反应的速率系数（rate coefficient of reaction） 基元反应的活化能 基元反应的活化能 3.3 化学反应速率 (3)催化剂对反应速率的影响 催化剂降低了反应的活化能，参与了化学反应，改变了 化学反应的历程。 平衡常数K：反映反应体系内各组分的量之间的相互关系 对 CO2（g）+H2（g） CO（g） + H2O（g） 4. 多重平衡原则 盖斯定律： 一个化学反应不论是一步完成， 还是分几步完成，其焓变完全相同。 推论：一个化学反应不论是一步完成，还是分几步完成，其平衡常数的数值也完全相同。 5. 有关平衡常数的计算 平衡转化率 3.4.3 化学平衡的移动 Q= x △n·Kθ △n=（p+q）—（m+n）为反应前后气体摩尔数的变化值 当△n＞0时，Q＞Kθ，平衡应向逆反应方向 （即气体分子数减少方向）移动 当