第一二章反应基本原理总结.ppt

答疑QQ群：263699025 老师会上传一些资源共同学们参考 同学们留言，老师方便时统一回复 集体复习效率最高。 复习、考试需要注意的基本问题 1、考试时间：第20~21周（具体时间待核定） 2、考试范围：教学大纲范围之内。 3、考试题型主要有： 1)选择、填空、判断、简答等：考察对基本概念、知 识、理论的理解和掌握情况。 2)综合计算：考察对化学基本理论的综合应用能力及数 值计算能力，以第二、三、四章为重点。 4、期末总成绩：期末考试(70%) + 平时成绩(30%) 5、注意事项： 1)考试必须带计算器（不具有编辑、存储记忆功能）; 2)需要记忆的常数：R = 8.3145 J·mol-1·K-1。 第一章 热化学 主要知识点： 热力学基本概念 热力学第一定律 物质的生成焓、反应的焓变 盖斯定律 主要公式： 1)反应进度ξ： ξ =△nB / νB 2) 热力学第一定律: ΔU = q + w 3)反应焓变： ΔH = ΔU + pΔV 4)反应标准摩尔焓变:ΔrHm?(T)=∑νBΔf Hm?(B,T) ΔrHm?(T) ≈ ΔrHm?(298.15K) 1.1 反应热及其测量 一、基本概念 1、系统/环境 ：敞开体系，封闭体系，孤立体系。 2、组分/相： 3、状态/状态函数:状态函数是状态的单值函数，状态函数的改 变量只与始、终态有关，与途径无关. 例U,H,S,G 4、过程/途径： 二、反应热效应的测量 1、反应热效应(反应热): q, qv,, qp 2、热量计:弹式热量计，可准确测定qv 1.2 反应热的理论计算一、热力学第一定律 “在任何过程中能量不能自生自灭，任何过程中总能量恒定不变。” 1.热力学能（U）: 是状态函数。 2.热力学能变： △U = q + w ——第一定律 q ，w都是过程中传递的能量,直接与途径有关,不是状态函数.但同一系统的二者之和却只与始态、终态有关,与途径无关. 注意: 不考虑非体积功 时，w = △V p 二、反应热/生成焓/反应焓变 1.恒容过程：qV = △U 2.绝热过程：w = △U 3. 恒压过程： 恒压下: w = -p△V = -p(V2-V1 ) ； q = qp 由第一定律：△U = q + w = qp - p(V2-V1) qp = (U2+ pV2 ) - (U1 + pV1) 定义：H ≡ U + pV 所以有: qp = H2 - H1 = △H 一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的焓变等于各步分反应的焓变之和。 因此：“在恒压条件下，化学反应的热效应只与反应的始态、终态有关，而与具体反应途径无关。” 盖斯定律是能量守恒定律的一种具体表现形式。 4. 盖斯定律 三、反应的标准摩尔焓变的计算 1、热力学标准态与物质的标准摩尔生成焓 热力学标准态:指定温度T、标准压力p?下，1)表现出理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；2)处于标准浓度c?时的溶液为溶液的标准态；3)纯液体、纯固体本身即为标准态。 其中：p? = 100kPa; c? = 1mol·dm-3 纯物质的标准摩尔生成焓: 标准态下，由指定单质反应生成单位物质的量的纯物质的反应焓变，为该物质的标准摩尔生成焓，Δf Hm?。 水合离子的标准摩尔生成焓: 指定ΔfHm?(H+,aq)=0, 再由标准态下的水合离子反应焓变，得到其它水合离子的标准摩尔生成焓。 2、反应的标准摩尔焓变 给定反应：0 = ∑νB B 反应的标准摩尔焓变（Δr Hm?）：标准态下，完成1mol反应进度的反应焓变。 Δr Hm?(298.15K) = ∑νBΔf Hm?(B,298.15K) Δr Hm?(T) ≈ Δr Hm?(298.15K) 第二章 化学反应的基本原理 主要知识点： 熵及熵变、吉布斯函数及吉布斯函数变计算; 热力学第二定律及热力学等温方程; ? rGm?与K? 的关系及多重平衡规则; 浓度、压力和温度对化学平衡的