导图社区 化学反应基本原理
大学化学，化学反应基本原理的知识点梳理，化学反应的热原理，化学反应进行的方向，化学平衡，化学反应速率，希望对小伙伴有帮助哦~
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第14章DNA的生物合成读书笔记
化学反应基本原理
第二节化学反应进行的方向
自发过程与方向性
1. 物质体系倾向于取得最低的势能状态，如水往低 处流等。 2. 物质体系倾向于取得最大的混乱度，
自发过程是指不需要借助外力就能自动发生变化的过程
熵与熵变
熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数， 其符号为S。单位：J/K 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。
标准摩尔熵
纯物质完整有序晶体温度变化 0 K——》T K： △S = ST - S 0 = ST ST---规定熵（绝对熵） 在某温度T 和标准压力下，单位物质的量的某纯物质B的规定熵称为B的标准摩熵。其符号为 ： Sm (B,相态,T) ，单位是J·mol-1 ·K-1 Sm (单质,相态,298.15K)＞0
化学反应熵变的计算
吉布斯函数与反应自发性的判据
吉布斯函数
又称自由能；同时考虑了焓变、温度、熵变三大影响反应过程自发性的因素；G=H-TS
反应自发性的判据
等温等压下的封闭体系中，不做非体积功的前提下，任何自发过程总是朝着吉布斯自由能减小的方向进行
吉布斯自由能计算
（1）标准状态、298.15K时
标注
（2）标准状态、其它温度时
由于温度T对△H、△S影响很小，但对△G影响显著，因此在标准状态、其它温度时，可用公式作近似计算
（3）非标准状态、任意温度时
第三节化学平衡
化学平衡是一种动态平衡
平衡常数
在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物浓度与反应物浓度的乘积之比为一常数，称之为平衡常数
气体反应
一般反应
平衡常数越大，达到平衡时产物的浓度或分压就越大，反应物的浓度和分压就越小，正反应进行得越彻底，也就是说反应物的平衡转化率就越高
平衡常数的特征
平衡常数只是温度的函数，不随浓度的变化而变化。若温度降低反应的平衡常数变大，则为放热反应，反之相反。
标准平衡常数与标准摩尔吉布斯 函数变的关系
当体系在平衡状态时有：Q(反应商)=K
化学平衡的移动
浓度对化学平衡的影响
压力对化学平衡的影响
增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动； 减少压力，平衡向气体分子数增多的方向移动； 反应前后分子数不变的反应，压力没有影响；
温度对化学平衡的影响
第四节化学反应速率
化学反应速率的表示方法
平均速率
瞬时速率
由于在反应中反应物和生成物的浓度都是随时 在变化的，因此反应速率的最精确表示是瞬时速 率。瞬时速率是Δt趋近于0时平均速率的极限。 dc(A)/ dt 为导数，它的几何意义是c-t曲线上某点的 斜率的绝对值
化学反应速率基本理论
分子碰撞理论
1.碰撞分子的能量
温度越高，活化分子组越多，反应速率越大
2.反应物分子之间的碰撞方向
尽管能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。只有当活化分子采取合适的取向进行碰撞即定向碰撞时，反应才能发生。 例如：NO2 + CO → NO + CO2 只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞，不发生氧原子的转移。
反应物分子碰撞的频率
频率越高，反应速率越大
过渡状态理论
过渡态理论又叫活化络合物理论。这个理论认 为，在反应分子之间的一次有效碰撞过程中，要经 过一个中间过渡状态，即反应物分子形成活化络合 物。活化络合物很不稳定，它既可以分解为生成物， 也可以分解为反应物
正反应的活化能 Ea(正) =Eac - E(Ⅰ) 逆反应的活化能 Ea(逆) =Eac - E(Ⅱ) ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆) Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应； Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。
影响化学反应速率的因素
浓度对反应速率的影响
质量作用定律
基元反应：对于基元反应，化学反应速率跟反应物浓度的乘 积成正比。 aA + bB = gG + dD 其速率方程为： v = kcAacBb k为速率常数 注意：反应物中的固体或纯液体，其浓度不计在 内，当反应物浓度皆为1 mol . l-1时，k = v。
对于复杂的非基元反应，其反应速率需要通过实验来测定
反应级数
反应级数是由速率方程决定的
对于基元反应，反应级数等于反应物的化学计量数之和
对于非基元反应，需要研究反应机理，实验测定速率方程，再计算反应级数。反应级数可以是整数，也可以是分数
温度对反应速率的影响
一般温度升高10℃时，分子的平均运动速 率仅增大2%左右，但反应速率却增大为原来 的2-4倍。
式中A为指前因子；Ea为反应活化能，单位为 kJ·mol-1 。 A、 Ea皆为给定反应常数，R为气体 常数，T为热力学温度。
催化剂对反应速率的影响
催化作用的特点①只能对热力学上可能发生的反应起作用。 ②通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间。 ③催化剂有选择性，选择不同的催化剂会有利于 不同种产物的生成。 ④只有在特定的条件下催化剂才能表现活性。
催化剂之所以能加速反应，是因为它参与了化 学变化过程，改变了原来反应的途径，降低了活化 能。
加快反应速率的方法
1.增大反应物浓度（或气体压力）
2.升高温度
3.降低活化能
第一节化学反应的热原理
系统与环境
根据系统与环境之间有无物质与能量交换，将系统分为三类：1.敞开系统（有物有能）；2.封闭系统（无物有能）；3.孤立系统（无物无能）
状态与状态函数
状态
系统的物理化学性质的综合表现
状态函数
描述体系性质有确定值的物理量
特点：1.状态一定，状态函数一点：2.状态函数的变化值只与系统的始态与终态有关，与途径无关
分类：1.强度性质（反应系统“质”的特征）数值上不随体系中物质总量的变化而变化，不具有加和性；2.广延性质（反映系统“量”的特征）与体系中物质的量成正比，具有加和性。
热力学第一定律
热和功
热是指系统与环境之间由于温度不同而传递的能量；功是指除了热以外系统与环境间传递的所有其他形式的能量。
热和功都不是状态函数
内能
内能是状态函数
ΔU = U2 – U1 = Q + W
化学反应热效应
物质在发生化学变化时，通常伴随放热或吸热， 当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程吸 收或放出的热量，叫做反应热效应
标准状态：气体：T，p = p =100kPa 液、固体：T，p 下，纯物质 溶液：溶质B，bB=b = 1 mol·kg-1 cB=c = 1 mol·L-1
定容热
1、定容热： 对于封闭系统，在定容过程中， V = 0，W = 0 QV为定容反应热。 过程的热 QV = ∆U
定压热
2.定压热：Q=▲u+p▲v
焓
u+pv
一种物质的绝对焓，即它内在的热含量，是无法 测定的，但物质从一种状态变化到另一种状态的焓 变△H是能够测定的。
标准摩尔生成焓
在某温度、100kpa的标准压力下，由最稳定单质生成1mol化合物的恒压热效应
△ fHm (最稳定单质,T) = 0物质在不同聚集态下，标准生成焓数值不同 fHm㊀(H2O, g) = - 241.8 kJmol-1 fHm㊀(H2O, l) = - 285.8 kJmol-1 只有最稳定单质的标准生成焓才是零； fHm ㊀(C, 石墨) = 0 kJmol-1 fHm ㊀(C, 金刚石) = 1.9 kJmol-1 附录中数据是在 298.15 K下的数据
标准摩尔反应焓变
用标准摩尔生成焓求解
盖斯定律求解
