化学基本反应原理思维导图精致版

化学基本反应原理思维导图精致版，内容有：化学反应的方向和吉布斯函数、化学反应的限度和化学平衡、化学反应速率，大家可以学起来哦。

化学反应基本原理

• 化学反应的方向和吉布斯函数
  • 自发过程与焓变
    • 自发过程的特点：有明确的方向性；有一定的限度；逆过程不能自动进行
    • 温度对化学反应的自发性有影响，但焓变不是唯一影响因素
  • 自发过程与上熵变
    • 混乱度
    • 熵：混乱度的量度
    • 热力学第三定律：从气态经液态到分子排列成晶格的固态，其混乱度逐渐减少，熵值逐渐降低;伴随着固态温度的降低，系统的混乱度也下降；规定，在0k时任何物质完美晶体的熵值为0
    • 标准摩尔熵：定义是单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定摩尔熵
    • 熵值大小的影响因素：同一物质，聚集状态相同，熵值随温度的升高而升高;同一物质，气态熵数值最大，液态次之，固态最小；分子最接近的物质，分子结构复杂，对成性差，熵值大；相同温度，聚集状态相同，混合物的熵值大于纯物质
  • 吉布斯函数
    • 表达式：G=H-TS
    • 性质：状态函数；具有加和性；其绝对值无法确定
    • 吉布斯判据：封闭系统，等温，等压，不做非体积功。当G的变化值小于0时，自发反应，正反应自发；大于0时，非自发反应，逆反应自发；等于0时，处于平衡
  • 吉布斯函数的计算
    • 标准摩尔生成吉布斯函数：标准状态下，由指定单质生成1mol纯物质时反应的吉布斯函数变。
    • 范特霍夫等温方程
• 化学反应的限度和化学平衡
  • 化学平衡
    • 定义：在一定温度，压力，浓度条件下，反应所能达到的最大限度
    • 基本特征：系统的组成不再随时间而变;化学平衡是动态平衡；平衡组成与达到平衡的途径无关
  • 经验平衡常数
  • 标准平衡常数
    • 从热力学推导而来：K
    • 相对浓度或相对分压：c/c标或p/p标将浓度或分压分别除以各自的标准态
    • 特征：只与温度有关;量纲为1；数值与表达式都与化学反应方程式写法有关
  • 标准平衡常数与反应的摩尔吉布斯函数变
    • 多重平衡规则;反应方程式相加减，平衡常数相乘除
  • 反应商判据
    • 利用Q和P判断反应方向
    • 德尔塔G=RTlnQ/K，根据Q是否大于0，判断德尔塔G是否大于0，判断方向
  • 平衡组成的计算
    • K越大，反应越完全
    • 平衡转化率：化学反应达平衡后，理论上反应物转化成生成物能达到的最大转化率
  • 浓度，压力对平衡的影响
    • 范特霍夫等温方程：德尔塔G=-RTlnK+RTlnQ
    • 压力只对气态反应有影响：增加反应物或减少产物分压，Q<K，平衡正移;减少反应物或增加产物反之
  • 温度对平衡的影响
    • 当温度变化不大时，任意温度的德尔塔H和德尔塔S都约等于298.15K时对应的值
    • 影响：温度通过影响K来影响平衡；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；德尔塔·H越大，德尔塔T越大，平衡的推动力越大
    • 勒夏特列原理
    • 范特霍夫方程
• 化学反应速率
  • 化学反应速率的概念
    • 定义：单位体积的化学反应系统中，反应进度随时间的变化率
    • v=反应进度的微分/V*时间的微分
    • 对于细节的计算，在笔记的化学反应速率第一部分
  • 化学反应速率方程
    • 浓度对化学反应的影响
      • 速率方程：v=kcAcB，右上角标a和b为反应级数，总反应级数为a+b，同时a，b不等于化学计量数a和b，只有基元反应的a，b与之相等
      • 速率常数k只受温度影响
      • 通过速率常数单位可确定反应级数，零级反应k单位为mol*L的-3次方*s的负一次方，每多一级反应级数都除mol*L的负三次方
  • 基元反应和复合反应
    • 基元反应定义：由反应物一步生成产物的反应
    • 由上一部分可知基元反应的化学计量数a，b与a，b相等，所以基元反应的速率方程可直接写出
    • 质量作用定律：对于基元反应，反应速率与反应物浓度的幂乘积成正比
    • 复合反应：反应经过若干个基元反应过程，才转变为产物的反应
    • 对于复合反应，可设计多个不同的浓度，分别测定反应速率，再计算得到a，b以及k
  • 浓度和时间的定量关系
    • 一级反应:反应物速率与反应浓度一次方成正比的反应
    • 一级反应具体计算见笔记相关部分
    • 半衰期：反应物A的转化率为50%时所需的反应时间
    • 半衰期具体计算也见笔记相关部分
  • 阿伦尼乌斯方程
    • 对数形式：lnK=lnA-Ea/RT
    • 应用：1，根据不同温度时的速率常数k，求Ea（Ea大的反应，速率随温度变化比较显著）；2，已知Ea，T1,T2,k1，可求k2，使用变形lnk2/k1=Ea/R*（T2-T1/T1*T2)；3，对同一反应，升高一定温度，速率常数在低温区增加多；4，对于不同反应，升高相同温度，Ea大的反应k增加的倍数多
  • 碰撞理论
    • 碰撞理论认为分子的相互碰撞是反应进行的先决条件
    • 反应发生前提：1，碰撞分子具有足够高的能量；2碰撞几何方位要适当
    • 有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞
    • 活化分子：能够发生有效碰撞的反应物分子
    • 能垒：断键与形成新键时需要克服的排斥力
  • 过渡态理论
    • 过渡态理论：具有足够能量的分子彼此以适当的空间取向相互靠近时，分子中的化学键要发生重排，使原来以化学键结合的原子间距离变长，而没有结合的原子间的距离变短，形成了过渡态的构型，成为活化配合物
    • 速率影响因素：温度，活化能一定的条件下，反应系统的活化分子数也一定，浓度增大，活化分子数增多，反应速率增大；浓度一定时，温度升高，活化分子百分数增多，反应速率增加
  • 催化剂和催化作用
    • 定义：少量存在就能显著改变反应物速率，而本身最后并无损耗的物质
    • 正催化剂加快反应速率，负催化剂减慢反应速率
    • 催化作用：催化剂对化学反应所起的作用
    • 作用机理：改变了原有反应历程，为反应提供了一条能垒较低的途径，活化能降低，反应速率加快
    • 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，对某些杂质特别敏感
    • 助催化剂：能增加催化剂活性的物质
    • 催化剂毒物：使催化剂的活性和选择性降低或失去的物质
    • 均相催化：催化剂与反应物在同一相中的催化作用
    • 多相催化：催化剂与反应物不属于同一相的催化反应
    • 酶催化：1，选择性；2，高效性；3，反应条件温和