第2章 化学反应的方向、速率及限度.pdf

第2章化学反应的方向、速率和限度

一、教学目的
1.理解吉布斯自由能、反应熵变的概念。会用吉布斯自由能判断反应的方向。
2.了解反应速率、活化能的概念及影响化学反应速率的因素。
3.理解平衡常数的概念及与自由能之间的关系。要求会计算。
二、教学方法
讲授法、提问法
三、教学手段
多媒体
四、学时分配
6学时
五、重点和难点
1、用ΔrGm判断化学反应的方向；
2、化学反应速率方程及反应级数的概念；
3、化学平衡的计算。
六、作业布置
p60：3、6、12、13、16
七、辅导安排
课间、课后
八、教学内容
2.1化学反应的方向和吉布斯自由能变
一、化学反应的自发过程
自发过程：在一定条件下不需外界作功，一经引发就能自动进行的过程。
自发反应：在一定条件下，没有任何外力作用而自动进行的反应。
二、影响化学反应方向的因素
1、化学反应的焓变

H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；∆rHm=-241.82kJ/mol

C(s)+O2(g)=CO2(g)；∆rHm=-393.50kJ/mol
上面两个反应都是放热反应，而且都是自发反应。因此，有人认为“焓变可
以作为判断反应进行的方向。”但是，有些化学反应尽管是吸热的，在高温下仍
然能自发进行。如：

CaCO3(s)=CaO(S)+CO2(g)；∆rHm=178.32kJ/mol

C(石墨)+CO(g)=2CO(g)；∆rHm=168.5kJ/mol
在高温下都可以自发进行，所以，焓变不能作为判断反应进行方向的标准。
2、吉不斯自由能变——化学反应方向的判据

吉不斯自由能：可以做其他功的能。符号：G；单位：kJ.mol–1

吉不斯自由能变：∆rGm=G产物-G反应物

在等温、等压的封闭体系内，只做体积功，∆rGm可作为化学反应自发过程
的判据。

∆rGm<0反应正向自发进行；

∆rGm=0反应达最大限度，平衡状态；

∆rGm>0反应非自发进行，逆向自发。

∆rGm的性质
1）与参加反应过程的物质的量成正比，不能离开相应的反应式来表示化学反应
的自由能变；

2）正逆过程的∆rGm数值相等，符号相反；

3）总反应自由能等于各分步反应的自由能之和，∆rGm=∆rGm1+∆rGm2+…

4）∆rGm随温度变化显著。
标准摩尔生成自由能变：在标准状态下，由最稳定的纯态单质生成1摩尔该
物质时的吉布斯自由能变，称为该物质的标准摩尔生成自由能变。
J–1
符号：∆fGm；单位：kJ·mol
θ
规定：最稳定纯态单质的∆fGm=0
标准摩尔反应自由能变及计算：
J–1
符号：∆rGm；单位：kJ·mol
在一定温度下，对于aA+bB=cC+dD
θθθ
∆rGm=∑ΔfGm(生)－∑ΔfGm(反)
θθθθ
=[cΔfGm(C)+dΔfGm(D)]-[aΔfGm(A)+bΔfGm(B)]
θ
例：求反应4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)的ΔrGm，并判断反应是否自
发进行？

解：查表4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)
θ
ΔfGm（kJ/moL）-16.4087.59-237.1
θ
ΔrGm=[4×87.59+6×（-237.1）]-4×（-16.4）=-1006.64（kJ/mol）<0
反应是自发进行的。
3、化学反应的熵
熵：表示体系内部诸质点（结构微粒）无序度或混乱度的物理量。是状态函

数。符号：S；单位：J.mol-1.K-1
自然界中的反应过程一般朝着混乱度增大的方向进行。
S=k㏒W
W：表示体系内微观粒子的微观状态总数；
k：玻尔兹曼常数
当温度为0K时，分子的热运动可以认为完全停止，系统内分子、原子处于完
全整齐有序的状态，它的微观状态只有一种。
S=k㏒W=k㏒1=0
即“在绝对零度时，任何纯净的完美晶体物质的熵规定为零。”
可求得在温度T下的熵值ST：△S=ST–S0=ST
标准摩尔熵：在标准状态下，1mol物质的熵称为该物质的标准摩尔熵。
θ
符号：Sm；单位：J.mol-1.K-1
熵的性质
θθθ
1）对同一物质来说，Sm（g）>Sm（l）>Sm（s）
2）对同一物质的某种聚集状态，温度升高，规定熵也增大。
3）组成元素相同，聚集状态相同的分子或晶体，内部原子多的熵值大。

如；FeO<Fe2O3<Fe3O4
4)同族元素组成的化合物，在聚集状态相同，温度相同，原子个数相同，其中
原子半径越大的熵值越大。如：HCl>HF
5)同分异构体中，对称性高的异构体的熵值低于对称性低的异构体。
如：异丁烷<正丁烷
标准摩尔熵变及计算
aA+bB=cC+dD
Jθθ
△rSm=∑Sm(生)－∑Sm(反)
θθθθ
=[cSm(C)+dSm(D)]-[aSm(A)+bSm(B)]
θθ
若无