化学反应的基本原理。

化学反应的基本原理，内容有：自发过程和焓变、自发过程与熵变、玻耳兹曼公式、吉布斯函数、吉布斯函数的计算、化学平衡、标准平衡常数、总压对平衡的影响、基元反应、阿伦尼乌斯方程，基于最新的大学化学整理。

化学反应的基本原理。

• 自发过程和焓变
  • 自然界发生的一切都具有方向性。
  • 自发过程:在给定条件下，不需要外地做功就能自动进行的过程。
    • 特征:1.有明确的方向，总是自动，单向的，趋于平衡态，而且逆过程不能自发进行。 2.有一定的限度。 3.一过程不能自动进行，但借助外力是可以使一个自发过程。逆想进行
    • 1.断变化的方向和限度:温差可以判断热传导的方向和线限度 2.压力差可以。对气体流动的方向和限度
      • 系统由自发变小的倾向或者说系统倾向与取得最低的势能
    • 所有自发反应是放热。 焓变可以作为反应能否自发进行的判断。
    • 当时发现的几乎所有放热反应在室温常压下都是自发的，焓变是影响反应的其中一个重要因素。
• 自发过程与熵变
  • 自发过程倾向于系统最大的混乱度。
    • 混乱度:是系统内部微观粒子在一个指定空间区域内分布排列和运动的无序程度。
  • 熵:在热力学中用熵作为系统微观粒子，分子，原子，离子，电子的混乱度的量度
    • 熵小混乱度小，熵大，混乱度大。 系统状态一定，混乱度一定，熵也就一定，因此熵也是系统的状态函数。 熵具有加和性，熵值与系统中的物质量成正比。
  • 自发过程总是向前熵变大的方向。
  • 熵增大原理:在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。 商增原理可以作为孤立系统的自发过程的判断依据 △S＞0 自发过程 △S=0 达到平衡 微观状态总数:表示系统的混乱程度。
• 玻耳兹曼公式
  • S=KlnΩ
  • 热力学第三定律:在0K时任何纯物质完美晶体（理想）的熵值为0 从气态经液态到分子排列成晶体的固态，混乱度降低，熵值降低。 随着固态温度的降低，系统的混乱度也下降。
  • 标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵
    • 纯物质在298.15 K时的标准摩尔商均大于0。
      • 熵值大小的影响因素:1.同一物质聚集态相同，熵值随温度升高而增大。 2.同一物质气态熵值最大，液态其次，固态最小。 3.分子结构相似的物质，分子量越大，熵值越大。 4.分子量接近的物质分子结构越复杂，对称性差，熵值大。 5.相同温度聚集状态，相同混合物熵值大于纯物质。
• 吉布斯函数
  • 最小自由人原理:等温等压下，任何自发反应总是向着局部斯函数值减小的方向进行当△G=0时，反应达到平衡系统的G降到最低。
  • 转变温度:△G=0时的温度，即为反应平衡时的温度。
  • 放热，熵减少，温度反应正向进行的最高温度。 吸热，熵增加，温度反应能正向进行的最低温度。
• 吉布斯函数的计算
  • 标准摩尔生成吉布斯函数。 定义:在标准状态下，由指定单质生成一摩尔纯物质时反应的吉布斯函数变
• 化学平衡
  • 不可逆反应:反应物能完全变成生成物，既反应能进行到底。 可逆反应:在同一条件下，技能正向进行又能逆向进行。
  • 化学平衡:在一定温度，压力，浓度条件下，反应能达到的最大限度
  • 特征:1.系统的组成不再随时间变化。 2.化学平衡是动态平衡。 3.平衡组成与 达到平衡的途径无关。
• 标准平衡常数
  • 标准平衡常数:标准平衡常数k与温度有关，与浓度或分压无关。 K的量纲为1 K数值和k表达式都与化学反应方程是写法有关。
  • 正逆反应间的标准平衡长互为导数。 标准状态下反应的自发性用△rG判断。
  • 多重平衡:反应体系中某一或几种物质同时参与两个或两个以上化学反应，并共同达到化学平衡。
    • 规则:反应方程式相加减，平衡长速，五相乘除。
• 总压对平衡的影响
  • 1.若反应前后气体分子数不变，增加或降低反应总压都不改变Q的素质大小。
  • 反应前后气体分子数目有变化，增大总压平衡向分子数目减小的方向移动。减小总压平衡向分子数目增加的方向移动。
  • 放热反应，温度下降可减小平衡，逆向移动。 吸热反应温度升高，k增大，平衡正向移动。
  • 温度对平衡的影响:1.温度对平衡的影响通过改变k产生。 2.升高温度平衡向吸热方向移动，降低温度平衡向放热方向移动。 3.｜△rHm｜越大，△T越大，平衡的推动力越大。
• 基元反应
  • 由反应物一步生成产物的反应。
  • 一级反应:反应物速率与反应物浓度一次方成正比。
  • 常见一元反应:1.大多数热分解 2.重排反应及异构化 3.放射性元素衰变 4.部分药物在体内的代谢
  • 一级反应特征:直线的斜率为负k，洁具为lnc。 1级反应k的单位是s^-1 半衰期是常数与反应物起始浓度无关。
  • 零级反应
    • 反应速率与反应物浓度无关。
• 阿伦尼乌斯方程
  • 对同一反应升高一定温度，速率，常速在低温区增加较多。 对于不同反应升高相同温度一越大可以增加越多。
• 碰撞理论认为分子碰撞是反应的先决条件。
  • 发生反应前提:1.碰撞分子应有足够高的能量。 2.碰撞及和方位要适当。
  • 有效碰撞:发生反应 活化分子:能发生有效碰撞的反应物分子。 能垒:断剑要克服沉淀原子间的吸引力，形成新建前又要克服原子间电子的排斥力。
• 速率影响因素
  • 浓度影响:温度活化能一定时，反应系统中活化分子百分度，一定浓度越大，活化分子数增多，反应速率上升。 温度影响:浓度一定温度升高，活化分子百分数上升，反应速率上升。
• 催化剂特征
  • 1.只能对热力学上可能发生的反应起作用。 2.通过改变反应途径降低活化能，使反应速率增大。 3.有特殊的选择性。 4.对某些杂志特别敏感。
  • 助催化剂:能增强催化剂活性。 催化剂毒物:能使催化剂的活性和选择性降低或丧失。 均相催化:催化剂与反应物种在同一项中的催化反应。 多相催化:催化剂与反应物种不属于一物相的催化反应。

化学反应的基本原理。

• 自发过程和焓变
  • 自然界发生的一切都具有方向性。
  • 自发过程:在给定条件下，不需要外地做功就能自动进行的过程。
    • 特征:1.有明确的方向，总是自动，单向的，趋于平衡态，而且逆过程不能自发进行。 2.有一定的限度。 3.一过程不能自动进行，但借助外力是可以使一个自发过程。逆想进行
    • 1.断变化的方向和限度:温差可以判断热传导的方向和线限度 2.压力差可以。对气体流动的方向和限度
      • 系统由自发变小的倾向或者说系统倾向与取得最低的势能
    • 所有自发反应是放热。 焓变可以作为反应能否自发进行的判断。
    • 当时发现的几乎所有放热反应在室温常压下都是自发的，焓变是影响反应的其中一个重要因素。
• 自发过程与熵变
  • 自发过程倾向于系统最大的混乱度。
    • 混乱度:是系统内部微观粒子在一个指定空间区域内分布排列和运动的无序程度。
  • 熵:在热力学中用熵作为系统微观粒子，分子，原子，离子，电子的混乱度的量度
    • 熵小混乱度小，熵大，混乱度大。 系统状态一定，混乱度一定，熵也就一定，因此熵也是系统的状态函数。 熵具有加和性，熵值与系统中的物质量成正比。
  • 自发过程总是向前熵变大的方向。
  • 熵增大原理:在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。 商增原理可以作为孤立系统的自发过程的判断依据 △S＞0 自发过程 △S=0 达到平衡 微观状态总数:表示系统的混乱程度。
• 玻耳兹曼公式
  • S=KlnΩ
  • 热力学第三定律:在0K时任何纯物质完美晶体（理想）的熵值为0 从气态经液态到分子排列成晶体的固态，混乱度降低，熵值降低。 随着固态温度的降低，系统的混乱度也下降。
  • 标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵
    • 纯物质在298.15 K时的标准摩尔商均大于0。
      • 熵值大小的影响因素:1.同一物质聚集态相同，熵值随温度升高而增大。 2.同一物质气态熵值最大，液态其次，固态最小。 3.分子结构相似的物质，分子量越大，熵值越大。 4.分子量接近的物质分子结构越复杂，对称性差，熵值大。 5.相同温度聚集状态，相同混合物熵值大于纯物质。
• 吉布斯函数
  • 最小自由人原理:等温等压下，任何自发反应总是向着局部斯函数值减小的方向进行当△G=0时，反应达到平衡系统的G降到最低。
  • 转变温度:△G=0时的温度，即为反应平衡时的温度。
  • 放热，熵减少，温度反应正向进行的最高温度。 吸热，熵增加，温度反应能正向进行的最低温度。
• 吉布斯函数的计算
  • 标准摩尔生成吉布斯函数。 定义:在标准状态下，由指定单质生成一摩尔纯物质时反应的吉布斯函数变
• 化学平衡
  • 不可逆反应:反应物能完全变成生成物，既反应能进行到底。 可逆反应:在同一条件下，技能正向进行又能逆向进行。
  • 化学平衡:在一定温度，压力，浓度条件下，反应能达到的最大限度
  • 特征:1.系统的组成不再随时间变化。 2.化学平衡是动态平衡。 3.平衡组成与 达到平衡的途径无关。
• 标准平衡常数
  • 标准平衡常数:标准平衡常数k与温度有关，与浓度或分压无关。 K的量纲为1 K数值和k表达式都与化学反应方程是写法有关。
  • 正逆反应间的标准平衡长互为导数。 标准状态下反应的自发性用△rG判断。
  • 多重平衡:反应体系中某一或几种物质同时参与两个或两个以上化学反应，并共同达到化学平衡。
    • 规则:反应方程式相加减，平衡长速，五相乘除。
• 总压对平衡的影响
  • 1.若反应前后气体分子数不变，增加或降低反应总压都不改变Q的素质大小。
  • 反应前后气体分子数目有变化，增大总压平衡向分子数目减小的方向移动。减小总压平衡向分子数目增加的方向移动。
  • 放热反应，温度下降可减小平衡，逆向移动。 吸热反应温度升高，k增大，平衡正向移动。
  • 温度对平衡的影响:1.温度对平衡的影响通过改变k产生。 2.升高温度平衡向吸热方向移动，降低温度平衡向放热方向移动。 3.｜△rHm｜越大，△T越大，平衡的推动力越大。
• 基元反应
  • 由反应物一步生成产物的反应。
  • 一级反应:反应物速率与反应物浓度一次方成正比。
  • 常见一元反应:1.大多数热分解 2.重排反应及异构化 3.放射性元素衰变 4.部分药物在体内的代谢
  • 一级反应特征:直线的斜率为负k，洁具为lnc。 1级反应k的单位是s^-1 半衰期是常数与反应物起始浓度无关。
  • 零级反应
    • 反应速率与反应物浓度无关。
• 阿伦尼乌斯方程
  • 对同一反应升高一定温度，速率，常速在低温区增加较多。 对于不同反应升高相同温度一越大可以增加越多。
• 碰撞理论认为分子碰撞是反应的先决条件。
  • 发生反应前提:1.碰撞分子应有足够高的能量。 2.碰撞及和方位要适当。
  • 有效碰撞:发生反应 活化分子:能发生有效碰撞的反应物分子。 能垒:断剑要克服沉淀原子间的吸引力，形成新建前又要克服原子间电子的排斥力。
• 速率影响因素
  • 浓度影响:温度活化能一定时，反应系统中活化分子百分度，一定浓度越大，活化分子数增多，反应速率上升。 温度影响:浓度一定温度升高，活化分子百分数上升，反应速率上升。
• 催化剂特征
  • 1.只能对热力学上可能发生的反应起作用。 2.通过改变反应途径降低活化能，使反应速率增大。 3.有特殊的选择性。 4.对某些杂志特别敏感。
  • 助催化剂:能增强催化剂活性。 催化剂毒物:能使催化剂的活性和选择性降低或丧失。 均相催化:催化剂与反应物种在同一项中的催化反应。 多相催化:催化剂与反应物种不属于一物相的催化反应。