大学普通化学浙大版第7版 第2章：化学反应基本原理

这是一篇关于第 2 章 化学反应基本原理的思维导图，主要内容包括：化学反应的方向（热力学），化学反应的限度（化学平衡），化学反应速率（动力学），介绍详细，方便复习和梳理重点。

第 2 章 化学反应基本原理

• 化学反应的方向（热力学）
  • 基本概念
    • 状态函数：U、H、S、G，只与始态终态有关
    • 广度性质：具有加和性；强度性质：无加和性
  • 焓变 ΔH
    • ΔH < 0：放热反应
    • ΔH > 0：吸热反应
    • 放热有利于自发，但不是唯一判据
  • 熵 S
    • 物理意义：体系混乱度、无序度的量度
    • 熵增规律
      • 同一物质：气 > 液 > 固
      • 温度升高，熵增大
      • 气体分子数增多，熵增大
      • 固体溶解、分解，熵增大
    • 熵判据（孤立系统）：ΔS 总 ≥ 0
  • 吉布斯自由能 G
    • 公式：ΔG = ΔH - TΔS
    • 自发判据（恒温恒压）
      • ΔG < 0：正向自发
      • ΔG = 0：平衡状态
      • ΔG > 0：正向非自发
    • ΔH、ΔS 对自发性的影响
      • ΔH (-)、ΔS (+)：任何温度自发
      • ΔH (+)、ΔS (-)：任何温度非自发
      • ΔH (-)、ΔS (-)：低温自发
      • ΔH (+)、ΔS (+)：高温自发
  • 标准摩尔生成吉布斯自由能
    • 最稳定单质 ΔfGm⊖ = 0
    • 反应 ΔrGm⊖ = 生成物 - 反应物
• 化学反应的限度（化学平衡）
  • 化学平衡特征
    • 正逆反应速率相等
    • 各物质浓度不再随时间改变
    • 动态平衡，只与温度有关
  • 标准平衡常数 K⊖
    • 表达式：生成物幂乘积 / 反应物幂乘积
    • 书写规则
      • 只写气体分压、溶液浓度
      • 纯固体、纯液体不写入
      • 无量纲，只与温度有关
  • 多重平衡规则
    • 反应相加：K 相乘
    • 逆反应：K 取倒数
    • 系数加倍：K 乘方
  • 反应商 Q
    • 表达式同 K，用任意时刻浓度 / 分压
    • 判据
      • Q < K：正向自发
      • Q = K：平衡
      • Q > K：逆向自发
  • ΔG⊖ 与 K⊖ 的关系
    • 公式：ΔrGm⊖ = -RTlnK⊖
    • ΔG⊖ <0 ⇒ K> 1：正向有利
    • ΔG⊖ > 0 ⇒ K < 1：逆向有利
  • 平衡移动（勒夏特列原理）
    • 浓度：增反应物 / 减生成物 → 右移
    • 压力：加压 → 气体分子数减少方向
    • 温度：升温 → 吸热方向
    • 催化剂：不移动平衡，不改 K、ΔG
• 化学反应速率（动力学）
  • 反应速率表示
    • 平均速率：v = Δc/Δt
    • 同一反应：速率与计量数成正比
  • 速率方程
    • 形式：v = k・c^a (A)・c^b (B)
    • k：速率常数，只与 T、催化剂有关
    • 反应级数：a + b（由实验确定，非系数）
  • 活化能 Ea
    • 反应进行所需的最低能量壁垒
    • Ea 越小，反应速率越快
  • 影响反应速率的因素
    • 浓度：浓度↑ → 速率↑
    • 温度：温度↑ → k↑ → 速率↑
    • 催化剂：降低 Ea，加快正逆速率，不改平衡