无机化学-化学反应的一般原理

无机化学-化学反应的一般原理，有：热学第一定律、热化学、化学反应的方向和限度、化学平衡的知识点，供大家参考与学习备用。

化学反应的一般原理

• 热学第一定律
  • 基本概念
    • 化学反应进度ξ
      • 描述某一化学反应进行程度
    • 三大体系
      • 敞开
        • 能量+物质交换
      • 封闭
        • 能量交换
      • 孤立
        • 无
    • 状态及状态函数
      • 状态
        • 体系所有物理化学性质的综合表现
      • 状态函数（U、H、S、G）
        • 与始态和终态有关，与变化途径无关
    • 功和热（与途径有关）
      • 热Q
        • 吸热Q>0；放热Q<0
      • 功
        • 环境对系统做功W>0；系统对环境做功W<0
    • 体积功
      • W=-P外•ΔV
    • 热力学能U（内能）
      • 温度的函数，绝对值不可测，只能测其变化量
  • 热学第一定律 （能量守恒）
    • ΔU=W+Q
      • 若只做体积功ΔU=Q- P外•ΔV
        • ΔU是确定的值，不是状态函数
• 热化学
  • 化学反应热效应
    • 热效应
      • 在恒T时，体系只做体积功，化学反应热量的变化
    • 两种反应热效应
      • 恒容反应（ΔV=0、W=0）
        • Qv= ΔU
      • 恒压反应（P1=P2）
        • Qp=（U2+P2V2）-（U2+P1V1）
        • 焓：H=U+PV →Qp=ΔH
    • 焓H
      • 气相反应
        • ΔH= ΔU+PΔV= ΔU+nRT
      • 液相或固相反应
        • ΔH= ΔU
  • 反应热的计算
    • 盖斯定律
      • = △H1+ △H2
    • • 最稳定的固态纯单质的标准生成焓为零：碳为石墨；硫为斜方硫；磷为红磷
• 化学反应的方向和限度
  • 熵S
    • 作用：描述体系混乱程度的状态函数
    • 单位：J•mol-1•K-1
      • 纯物质完美晶体的标准熵值在0K时为零；最稳定固态单质的标准熵并不等于零
    • 大小比较
      • S(g)>S(l)>S(s)
      • S复杂分子>S简单分子
      • S化合物>S单质
      • S高温>S低温
      • 分子量大，硬度小，熔沸点低的单质S大
      • P越大，S越小
    • 标准摩尔反应熵
      • aA+bB→gG+dD ΔrSΘ=gSΘ（G）+dSΘ（D）-aSΘ（A）-bSΘ（B）
        • 查表得到
  • 吉布斯自由能G
    • △G=△H-T△S
      • ΔG<0 自发进行
      • ΔG=0 平衡
      • ΔG>0 不自发，逆反应自发进行
    • • • 298.15K时适用（查表）
      • 吉布斯公式
        • 一个大气压 T≠298.15K时适用
      • • 非标态时适用
    • 自发反应
• 化学平衡
  • 可逆反应
    • 特征
      • v正=v逆
      • 动态平衡
      • 有条件、相对的、暂时的
  • 平衡常数
    • 实验平衡常数（有单位）
      • mA+nB⇋pC+qD
    • 标准平衡常数（无单位）
      • Zn（s）+2H+（aq）⇌H2（g）+Zn2+
      • 多重平衡规则
        • 反应式相加КΘ相乘；反应式相减КΘ相除
    • 平衡常数与反应熵的关系
      • lgK=(-△ rGm/2.303RT）
  • 平衡影响因素
    • 浓度对平衡的影响
      • 增大反应物浓度，平衡正向移动
        • 增大一种反应物的浓度，可以提高另一种反应物的转化率
    • 压强对平衡的影响
      • 等体反应：P无影响 固相液相反应：P无影响
      • 增大压强，平衡向气体体积减少的方向移动
      • 加惰性气体
        • V不变 分压不变 平衡不变
        • V增大 分压减小 平衡移动