[PPT]注冊結構考試普通化學3

1、第四節(jié)化學反應方程式 化學反應速率與化學平衡一、化學反應方程式1化學反應方程的書寫：把參加化學反應的反應物的分子式或離子式寫在左邊,生成物的分子式或離子式寫在右邊,根據(jù)反應物和產(chǎn)物原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等的原則配平反應方程式。2.化學反應中的有關計算: aAbB = gGdD二.化學反應熱效應1.反應熱效應:化學反應時所放出或吸收的熱叫做反應的熱效應，簡稱反應熱。以符號q表示 .q 0 放熱； q 0 吸熱。單位：kJmol12.熱化學反應方程式的書寫:標明溫度和壓力：T =298.15k,P100kPa 可省略。右下角標明物質聚集狀態(tài)：氣態(tài)：g液態(tài)：固態(tài)：s溶液：aq配平反應方程式：物質前面

2、的計量系數(shù)代表物質的量，可為分數(shù)。標明反應熱：q0:吸熱例:C(s)+O2(g)=CO2(g); q=393.5kJmol13、等容反應熱（qV）：等容，不做非體積功的條件下的反應熱。 U qV ，即反應中系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（u）在數(shù)值上等于等容熱效應qV 。4、焓（H）熱力學系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)，定義式：H U pV5、等壓反應熱（qp）：等壓，不做非體積功的條件下的反應熱。H =qp ，即反應的焓變H在數(shù)值上等于其等壓熱效應。因此,若反應在等壓條件下，可用反應的焓變H表示反應熱效應。通常都是在常壓條件下討論反應的熱效應，因此可用焓變表示反應熱。H0 放熱；H0 吸熱。6、反應熱效應的理論計算（1）

3、蓋斯定律：在恒容或恒壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與變化的途徑無關。推論：熱化學方程式相加減，相應的反應熱隨之相加減 反應（3）反應（1）反應（2）則 H 3 = H 1 H 2例 （1）C(s)+O2(g)=CO2(g); H 1=393.5kJmol1 (2)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); H 2=-283.0 kJmol1（3）C(s) +1/2O2(g)= CO(g) 反應（1）反應（2）=反應（3）故 H 3=H 1H 2 （393.5）（-283.0） 110.5kJmol1注意:1）方程式乘以系數(shù),相應反應熱也應乘以該系數(shù).如反應:（3）2反

4、應（1）3反應（2） 則 H m3 = 2H m1 3H mC(s)+O2(g)=CO2(g); H =393.5kJmol12C(s) + 2O2(g)=2CO2(g); H =787kJmol12）正逆反應的反應熱絕對值相等，符號相反。如，CO2(g) = C(s)+O2(g); H =393.5kJmol1136.在溫度為298.15K，壓力為101.325kPa下，乙炔、乙烷、氫氣和氧氣反應的熱化學方程式為：2C2H2（g）+5O2（g）=4CO2（g）+2H2O （l） rH m =-2598kJmol-12C2H6（g）+7O2（g）=4CO2（g）+6H2O （2） rH m=-

5、3118kJmol-1 H2（g）+1/2O2（g）=H2O （3）rH m =-285.8kJmol-1根據(jù)以上熱化學方程式，計算下列反應的標準摩爾焓變rH m =（ ）kJmol-1。C2H2（g）+2H2（g）= C2H6（g）(4)（A）311.6 （B） - 311.6 （C）623.2 （D） -623.2答案: (4)=1/2(1)-(2)+2(3) rH4 =1/2(rH1- rH2 )+ 2rH3（2）反應的標準摩爾焓變rH m的計算1) 標準條件對于不同狀態(tài)的物質,其標準的含義不同：氣態(tài)物質:指氣體混合物中,各氣態(tài)物質的分壓均為標準壓力P。P=100kPa溶液中水合離子或水

6、合分子：指水合離子或水合分子的有效濃度為標準濃度C。C=1 mol.dm-3液體或固體：指在標準壓力下的純液體或純固體。2)標準狀態(tài)：反應中的各物質均處于標準條件下稱該反應處于標準狀態(tài)。以“”表示。3)物質的標準摩爾生成焓：在標準狀態(tài)下由指定單質生成單位物質量（1mol）的純物質時反應的焓變稱該物質標準摩爾生成焓。以fH m(298.15K)表示。單位kJmol1規(guī)定：指定單質標準摩爾生成焓為零。fH m(單質，298.15K)=0，如， fH m (H2，g，298.15K)=0；fH m(Zn，s，298.15K)=0【例348】已知反應2H2(g)+O2(g)=2H2O() ， rH m

7、 580 kJmol1，則液態(tài)水的標準摩爾生成焓為（ ）kJmol1A、570 B、280 C、570 D、28013rH m(298.15K)= gfH m(G,298.15K)+dfH m(D,298.15K) - afH m(A,298.15K)+ bfH m(B,298.15K)單位： kJmol1任一反應: aA +bB = gG +dD(4) 反應的標準摩爾焓變的計算【例349】已知在標準壓力和298.15K時CO(g)和H2O(g)的標準摩爾生成焓分別為-110.4KJmol-1和-241.7KJmol-1，求生產(chǎn)水煤氣反應的C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的標準摩

8、爾焓變?yōu)?（ ）KJmol-1 A.-352.1 B.+131.3 C.-131.3 D.+352.1答：B三、化學反應方向判斷1、熵及反應的熵變（1）熵：是系統(tǒng)內(nèi)物質微觀粒子的混亂度(或無序度)的量度.符號S. 熵是狀態(tài)函數(shù)。熵值越大,系統(tǒng)混亂度越大。（2）熱力學第三定律:在絕對零度時,一切純物質的完美晶體的熵值為零,即S(0K)=0.（3)物質的標準摩爾熵：單位物質量的純物質在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質的標準摩爾熵，以Sm表示。單位J.mol-1.K-1.(4)物質的標準熵值規(guī)律：1) 對于同一種物質： Sg Sl Ss3) 對于不同種物質： S復雜分子 S簡單分子4) 對于混合物和純凈

9、物： S混合物 S純物質 2) 同一物質在相同的聚集狀態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大。 S高溫S低溫 r = g (G, s) + d (D, g) a (A, l) b (B, aq) (2.4b)SmSmSmSmSm r ( T ) r ( 298.15 K ) SmSm(6)反應標準摩爾熵變 rS m 的計算 任一反應: aA + bB = gG + dD2、吉布斯函數(shù)變及反應方向(自發(fā)性)的判斷（1）吉布斯函數(shù)： G = H TS ,為一復合狀態(tài)函數(shù)（2）吉布斯函數(shù)變： G =H TS（3）反應方向(自發(fā)性)的判斷：G0 反應正向自發(fā); G =0 平衡狀態(tài); G 0反應逆向自發(fā)，正向非

10、自發(fā)?？紤]H和S兩個因素的影響,分為四種情況:1)H0，S 0；G0 正向自發(fā)2)H0，S 0；G0正向非自發(fā)3)H0，S 0；升高至某溫度時G由正值變?yōu)樨撝?，高溫有利于正向自發(fā)4)H0，S 0；降低至某溫度時G由正值變?yōu)樨撝?，低溫有利于正向自發(fā)（4）反應自發(fā)進行的臨界溫度為：3. r G m (298.15 K)的計算標準摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標準狀態(tài)時，由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的吉布斯函數(shù)變，叫做該物質的標準摩爾生成吉布斯函數(shù) 。 (1)利用物質的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算符號: fG m (物質，298.15 K) ,單位: kJ. mol-1規(guī)定: fG m (單質，2

11、98.15 K)0反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變 rG m計算公式為：任一反應: aA + bB = gG + dD r (298.15K)= g f (G,s, 298.15K) + d f (D,g, 298.15K) - a f (A,l, 298.15K) - b f (B,aq, 298.15K)(2.16b)GmGmGmGmGm(2) 利用rH m(298.15K)和 rS m(298.15K)的數(shù)據(jù)求算：rG m (298.15 K)= rH m(298.15K)- 298.15. rS m(298.15K) 41、暴露在常溫空氣中的碳并不燃燒，只是由于反應C（s）+ O2（g）=

12、CO2（g）(已知CO2（g）的fGm(298.15K)=-394.36kJ/mol)A、fGm0,不能自發(fā)；B、fGm0；但反應速率緩慢;C、逆反應速率大于正反應速率；D、上述原因均不正確。二化學反應速率1. 化學反應速率的表示B:B物質的化學計量數(shù)。反應物取負值，生成物取正值單位:moldm-3 s-1對于反應： aA + bB = gG + dD 例： N2+3H2 = 2NH3 103.反應2H2+O22H2O的反應速率可表示為（ D ）（A） （B） （C） （D）全部正確 化學反應速率與：反應物濃度(壓力)、溫度、催化劑等因素有關。2.濃度的影響和反應級數(shù) 濃度對反應速率的影響:增

13、加反應物或減少生成物的濃度,反應速率加大。(1)質量作用定律：在一定溫度下，對于元反應（即一步完成的反應，又稱基元反應或簡單反應），反應速率與反應物濃度（以反應方程式中相應物質的化學計量數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。(2)速率方程式元反應： aA + bB = gG + dD速率方程式：=c(A)ac(B)b:速率常數(shù)，表示反應物均為單位濃度時的反應速率。 大小取決于反應物性質、溫度及催化劑，與反應物濃度無關。 n=a+b:稱反應級數(shù)； （3）非元反應：（即兩個或兩個以上元反應構成）： aA +bB=gG +dD速率方程式：=c(A)xc(B)y 反應級數(shù): n=x + y x 、y反應級數(shù)，由試驗

14、來確定。注意：在書寫反應速率方程式時，反應中液態(tài)和固態(tài)純物質的濃度作為常數(shù)“1”。68某基元反應2A(g)+B(g)=C(g),將2mol2A(g)和1mol B(g)放在1L容器中混合,問反應開始的反應速率是A、B都消耗一半時反應速率的（ ）倍。A025 B.4 C.8 D.1例題54.對于反應而言，當?shù)臐舛缺３植蛔?，的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到兩倍；當?shù)臐舛缺３植蛔?，的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到四倍，則該反應的速率方程式為_。 .k . kB.k CB2 D. V=kCA2CB2 70.反應2H2+2NO2H2O+N2的速率方程為V=kC（H2）C（NO）2，則

15、此反應的總級數(shù)為_。A.4 B.3 C.2 D.12溫度對反應速率的影響 溫度對反應速率的影響體現(xiàn)在反應速率常數(shù)上阿侖尼烏斯公式：Z:指前因子；Ea:活化能(1)溫度升高（T);速率常數(shù)升高k（k正，k逆）; 反應速率。 溫度每增加10oC， 或k增大23倍。(2)活化能越低Ea，速率常數(shù)升高k,反應速率越高1.反應 C（s）+ O2（g）=CO2（g） , 的 H0,隨溫度升高,平衡常數(shù)增大.即T, k對于放熱反應：H0, 隨溫度升高,平衡常數(shù)減少.即T, k56.某反應的H0，某k與溫度T的關系符合( B ).。 A.k與T無關系 B. T升高，k變小 C. T升高，k變大 D.不確定73

16、.反應H2g+I2（g）2HI（g），在350oC時濃度平衡常數(shù)Kc=66.9；448oC時濃度平衡常數(shù)KC=50.0。由此判斷下列說法正確的是：A。該反應的正反應是吸熱反應B。該反應的逆反應是放熱反應C。該反應的正反應是放熱反應D。溫度對該反應沒有影響4.平衡的有關計算 已知初始濃度和轉化率,通過化學平衡可求平衡常數(shù);或已知平衡常和數(shù)初始濃度,通過化學平衡可求平衡濃度和轉化率.例:5.在溫度和壓強不變的情況下, 1dm3NO2在高溫時按2NO2（g） O2（g）+2 NO（g）分解,達到平衡時,體積變?yōu)?.2dm3,此時, NO2的轉化率為: A.10% ; B.20% C.40% ; D.

17、50%提示:設反應前的總摩爾數(shù)為n1,平衡時的總摩爾數(shù)為n2,則; 2NO2（g）= O2（g）+2 NO（g） 平衡摩爾數(shù): n1-2x x 2xn2=（n1-2x）+x+2x= n1+x=1.2n1;x=0.2n1;例:6.在一定溫度下,將1.0mol N2O4（g）放入一密閉容器中,當反應N2O4（g） 2NO2（g）達到平衡時,容器內(nèi)有0.8mol NO2（g）,氣體總壓力為100.0kPa,則該反應的K為:（A）0.76 （B）1.3（C）0.67 （D）4.0 提示： N2O4（g） = 2NO2（g）平衡時物質的量/mol 0.6 0.8平衡時的摩爾分數(shù) x 0.6/1.4 0.

18、8/1.4平衡分壓為： 0.6/1.4 P總=42.86 kPa ; 0.8/1.4 P總=57.14 kPa38、在一定溫度下，反應2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g）的Kp與Kc之間的關系正確的是（）A、Kp=Kc；B、Kp=Kc（RT）；C、Kp=Kc/（RT）；D、Kp=1/Kc。答：C4.化學平衡的移動:因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉變到新的平衡狀態(tài)的過程叫化學平衡的移動。(1)呂.查德里原理:假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一,如濃度、壓力或溫度,平衡就向能減弱這個改變的方向移動。即濃度對化學平衡的影響: 在其他條件不變的情況下,增大反應物的濃度或減少生成物的濃度, 都可以使平衡向正反應的方向移動;增大生成物的濃度或減少反應物的濃度,都可以使平衡向逆反應的方向移動。壓力對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大壓力會使化學平衡向著氣體體積（分子數(shù)）減小的方向移動;減小壓力,會使平衡向著氣體體積增大的方向移動。溫度對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,升高溫度,會使化學平衡向