[理学]exercise-第三四章无机化学答案.ppt

第四章习题 * * 回放4 * (1) 判断反应进行的方向和限度 非标准态 标准态 反应进行的方向和限度 ΔrGm 0 ΔrGm? 0 反应正向自发进行 ΔrGm 0 ΔrGm? 0 反应正向不自发 ΔrGm ＝ 0 ΔrGm? ＝ 0 系统处于平衡状态 Gibbs自由能变的应用 ⑴ ΔrHm? ＜0 ΔrSm? ＞0 ΔrGm? ＜0 　　　　 　　　放热熵增，任意温度自发 ⑵ ΔrHm? ＜0 ΔrSm? ＜ 0 高温：ΔrGm? ＞ 0 低温：ΔrGm? ＜0 　　　　　　　放热熵减，低温有利 ⑶ ΔrHm? ＞ 0 ΔrSm? ＞0 高温：ΔrGm? ＜0 　　低温：ΔrGm? ＞ 0 　　　　　　　吸热熵增，高温有利 ⑷ ΔrHm? ＞0 ΔrSm? ＜0 ΔrGm? ＞ 0 　　　　　　　　　　吸热熵减，任意温度不自发 (2) 判断物质的稳定性 ①　化合物的标准生成吉布斯自由能变ΔfGm?的负值越大，其稳定性越大； ②　化合物的标准生成吉布斯自由能变ΔfGm?的负值越小，甚至为正值的，其稳定性越小。 ③ ΔfGm?的值与温度有关。注意具体问题要具体分析。 (3) 估算反应进行的温度＿＿转变温度 ΔrG?m(T) ＝ΔrHm?(T) － TΔrSm?(T)＜0 ① ΔrHm? ＜0 ΔrSm? ＞0 ΔrGm? ＜0 放热熵增,任意温度自发 ② ΔrHm? ＞0 ΔrSm? ＜0 ΔrGm? ＞ 0 吸热熵减,任意温度不自发 两种情况下均无转变温度 (4) 化学反应的转变温度 标准状态下，反应达平衡状态ΔrGm? ＝ 0时的温度： T转＝ ΔrSm? ΔrHm? ΔrHm? ＜0 ΔrSm? ＜0 T＜ T转 反应正向自发 ΔrHm? ＞0 ΔrSm? ＞0 T ＞ T转 反应正向自发 自由能ΔG （重要内容） 过程自发性判据 ΔG与ΔrG? 标准态下： 用ΔrG?m 0 或 ΔrG?m 0 非标准态下： 用 ΔrG 0 或 ΔrG 0 ΔG(T) = ΔH－ TΔS， 会求算反应逆转的温度 298 K时ΔrG?m 的计算方法： ΔrG?m ＝∑νi Δf G?m(生成物) –∑νiΔf G?m(反应物) ΔrG ? m ＝ΔrH?m - 298ΔrS?m? 焓、熵和自由能等计算公式汇集： 化学反应 ：m A + n B ? x C + y D ?rHm? ＝ ? νi ?fHm?,(生成物) - ? νi ?fHm?,(反应物) ＝ [x ?fHm?,c + y ?fHm?,d ]- [m ?fHm?,a + n ?fHm?,b] ?rG?m＝ ? νi ?f G?m (生成物) - ? νi ?fG?m (反应物) ?rS? m＝ ? νi S?m (生成物) - ? νi S?m (反应物) ΔrGm（T） = ΔrHm - TΔrSm ?rGm（T）＝ ?rH? m - T ? ?rS? m 常用 第4章 化学动力学基础 了解反应速率的理论： 碰撞理论 过渡态理论 速度方程和速度常数： 由质量作用定律（只适用于基元反应）直接写出速率方程 一般的化学反应而言： 掌握如何根据实验数据求其速率方程的方法? 反应级数与反应分子数（只适于基元反应）的概念 温度对反应速率（阿伦尼乌斯公式） 反应历程 其反应速度主要决定于速度最慢的基元反应（称决定步骤） 反应历程的理论研究：了解平衡假设和稳态假设的思想。 催化剂作用的原理：参与了化学变化过程，改变了原来反应的途径，降低了活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大。 * 对于一般的化学反应 aA ＋ bB ＝ gG ＋ hH 原则上，用任何一种反应物或生成物的浓度变化均可表示化学反应速率，但我们经常采用其浓度变化易于测量的那种物质来进行研究。 平均速率 * 瞬时速率 瞬时速率：某一时刻的化学反应速率称为瞬时速率。 AB的斜率表示时间间隔 Δt ＝ tB－tA 内反应的平均速率 例4－3 利用表中反应物的浓度对时间作图。 * 反应速率与反应物浓