普通化学第二章补充习题及答案分解.pdf

第二章化学反应基本原理G0过程非自发，反应向逆反应方向进行重点内容概要rm1、封闭系统影响反应方向的因素：G0平衡状态——化学平衡热力学标志rm焓减小（rHm<0）、熵增加（rSm>0）都是有利因素。判断化学反应自发方向要综合考虑系统的HS两个影响因素。rmrmG(T)G(T)RTln(p/p)BG(T)RTlnQrmrmBrm吉布斯函数定义吉布斯等温方程式：rGm=rHm-TrSm(G=H-TS)将焓和熵两个因B素统一起来。（该式中反应商的写法要特别注意：气体代相对分压，溶液代相对浓度，固体、液体不2、熵用代入。以计量系数（反应物-，生成物+）为指数连乘）例如：MnO(s)+2Cl-(aq)+4H+(aq)=Mn2+(aq)+Cl(g)+2HO(l)（典型的反应）熵是系统混乱度的量度。统计热力学定义：S=klnΩ。222熵值与温度、聚集状态、分子结构有关（要求会利用规律比较熵值大小）[(c)/c][(p)/p]Mn2Cl同物、同温：S(g)>S(l)>S(s)Q2[(c)/c]2[(c)/c]4同物、同状态：S(高温)>S(低温)ClH同温、同状态：结构相似时S(分子量大的)>S(分子量小的)，分子量相近时S(含原子数多的)>S(含原子数少的)G(298K)G(298K)rmBfm,BS(完美晶体，0K)=0（热力学第三定律）B熵增加原理：S（隔离）>0——隔离系统过程自发性判据。（因只有298.15K的数据，所以该式只能计算298.15K反应的标准摩尔吉布斯函数变）对于反应0BSSBrmBm,BG(298K)H(298K)298KS(298.15K)rmrmrmBBS——标准熵（可查298K数据）G(TK)H(298K)TKSm,Brmrmrm（使用该式计算要特别注意单位换算，前一项单位kJ.mol-1,而后一项T△S单位一般为规定S(H,aq)0m,J.mol.K-1）GGS(TK)S(298K)(前提是温度改变物质的状态没变)rmrm（注意rm、rm两者的区别、应用、计算）3、吉布斯函数G例如：判断反应的方向（一定TP下）rmG=H-TSGHTS(等温条件下成立)最小自由能原理：G0过程自发，反应向正反应方向进行G只能判断标准状态下反应的方向，可以估计一般状态下反应的可能性。以rmrm±40kJ.mol-1为界限，若>+40kJ.mol-1反应自发的可能性极小，原因是即使能反应，反应1/15进行的程度几乎可以忽略不计（因为利用G(T)RTlnK计算出平衡常数很dcrm5、反应速率对于反应0B1BBBdtB小）；若<-40kJ.mol-1反应自发的可能性极大(有的教材认为G<0，反应自发的可能性rm对于反应aAbBgGdDG较大，0-40kJ.mol-1需要具体分析计算rm才能确定。)若为元反应k{c(A)}a•{c(B)}b——质量作用定律4、化学平衡化学平衡热力学特征G(T)0动力学特征v(正)=v(逆)若为非元反应k{c(A)}x•{c(B)}y由实验确定rmx,y（元反应）反应级数n=a+b（非元反应）n=x+y标准平衡常数K(peq/p)B（注意：溶液代相对浓度）B（若实验发现n=a+b，不能确定反应就是元反应。如H+I=2HI）B22k——速率系数，对于给定的反应，只与温度和催化剂有关。G(T)lnK(T)rmG(T)RTlnKdcCdctRTrm一级反应特征：（由vkc积分式kdt积分得dtCct00（注意：两种计算平衡常数的方法要掌握，从上式可以得出结论：反应的标准平衡常数cktln2（对于给定的反应即写法一定）只与温度有关，与起始浓度或分压无关，与过程进行的途ln0可以看出特征①t半衰期只与速率系数有关，与起始浓度c1/2k径（是否用催化剂）无关。）无关②lnc=-kt+lnc直线关系③k——速率系数量纲（单位）是(时间)-1平衡移动方向：QKG0反应正向自发或平衡向正向移动0rm阿伦尼乌斯公式：kAeEa/RT（Ea——活化能）QKG0平衡状态或平衡不移动rmEalnklnARTQKG0反应逆向自发或平衡向逆向移动rmk(T)EaTTln2(21)（从该式可以推断：在低温区温度对速率影响大；活化HSk(T)RTT温度对平衡常数的影响：lnK(T)rmrm112RTR能大的反应（速度慢的反应）温度对反应速率影响大）（温度对活化能影响可以忽略，催化剂因改变反应历程而改变活化能K(