局限性：不能討論過(guò)程如何進(jìn)行和進(jìn)行的快慢；結(jié)論不能說(shuō)明過(guò)程進(jìn)行的機(jī)理和快慢。熱力學(xué)一些專門術(shù)語(yǔ)體系(系統(tǒng))：研究對(duì)象。環(huán)境：與體系緊密聯(lián)系的部分。體系分類：敞開體系、封閉體系和隔離(孤立)體系狀態(tài)：體系不再隨時(shí)間變化的情形（平衡態(tài)）狀態(tài)函數(shù)：描述體系狀態(tài)性質(zhì)的函數(shù)（物理量）狀態(tài)函數(shù)特征：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。熱量：發(fā)生變化時(shí)，體系與環(huán)境之間因溫差傳遞的能量形式。它與變化相關(guān)聯(lián)。規(guī)定：體系從環(huán)境吸熱為正。功：除熱以外的其他能量傳遞形式。規(guī)定環(huán)境對(duì)體系做功為正。內(nèi)能：體系內(nèi)部能量總和——熱力學(xué)能。熱力學(xué)第一定律——能量守恒

即：Q

=△U－W局限性：不能討論過(guò)程如何進(jìn)行和進(jìn)行的快慢；熱力學(xué)一些專門術(shù)語(yǔ)1能量最低原理與自然現(xiàn)象1-1自發(fā)過(guò)程一定條件下，無(wú)需外力作用能自動(dòng)進(jìn)行的過(guò)程。“自發(fā)”不含“快速”之意“非自發(fā)”不等于“不可能”第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向可逆反應(yīng)在某條件下，反應(yīng)方向如何判斷？熱效應(yīng)焓變計(jì)算處理熵增原理自由能G最小原理能量最低原理計(jì)算能量最低原理與自然現(xiàn)象第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向熱效應(yīng)計(jì)算熵增21-2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，反應(yīng)焓變1.反應(yīng)熱一定溫度下，只對(duì)抗外壓作膨脹功時(shí)，反應(yīng)吸收或放出的熱量。恒容反應(yīng)熱QV=△U恒壓反應(yīng)熱QP=△H2.焓（H）——新物理量物質(zhì)的又一種能量形式。H≡U+PV如何理解QP=△H1-2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，反應(yīng)焓變3恒溫恒壓下，反應(yīng)物、產(chǎn)物各自有不同的焓。當(dāng)反應(yīng)物的焓比產(chǎn)物的焓高時(shí)，由反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物，就要釋放出那多余的部分(△H)，以熱量的形式釋放。

△H=H產(chǎn)物－H反應(yīng)物△H＞0QP＞0吸熱△H＜0QP＜0放熱

HN2+3H2H

△H2NH3

恒溫恒壓下，反應(yīng)物、產(chǎn)物各自有不同的焓。當(dāng)反應(yīng)物43.Hess定律反應(yīng)一步完成的熱效應(yīng)等于分步進(jìn)行的各步熱效應(yīng)之和。反應(yīng)的熱效應(yīng)只與始終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無(wú)關(guān)。小結(jié)：條件相同的反應(yīng)或聚集狀態(tài)相同的同種物質(zhì)才能相消或合并。反應(yīng)式乘（或除）以某數(shù)，相應(yīng)的熱效應(yīng)也要同乘（除）以該數(shù)。3.Hess定律54、熱化學(xué)方程式（△H⊙表示反應(yīng)熱）思考：①中學(xué)的熱化學(xué)方程式與用△H⊙表示的熱化學(xué)方程式有何差異？②△H⊙的單位為KJ/mol，mol-1表示什么？③對(duì)同一反應(yīng)，反應(yīng)是書寫不同，△H⊙值有無(wú)變化？④⊙代表是么？5、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)——物質(zhì)狀態(tài)的參比基準(zhǔn)線規(guī)定：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下物質(zhì)的確切聚集狀態(tài)。[注]對(duì)溫度沒有規(guī)定。[比較]氣體標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。4、熱化學(xué)方程式（△H⊙表示反應(yīng)熱）6說(shuō)明：①、氣體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙=1.013×105②、溶液中溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下，溶質(zhì)的濃度為1mol/L,即C⊙=1mol/L③、液體和固體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙下的純物質(zhì)。6、反應(yīng)熱的計(jì)算①、原則——Hess定律[問(wèn)題]能否通過(guò)較少的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)獲得任意化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)？[分析]反應(yīng)A+BC+D

△H⊙=H⊙產(chǎn)物-H⊙反應(yīng)物 絕對(duì)法難確定△H⊙，可用相對(duì)法解決說(shuō)明：7②、標(biāo)準(zhǔn)生成焓——△fHm⊙定義：溫度T、標(biāo)態(tài)時(shí)，由指定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)（以化學(xué)式表示）的焓變。[說(shuō)明]指定單質(zhì)：多為元素的最穩(wěn)定單質(zhì)，狀態(tài)亦指定。生成反應(yīng)：指定單質(zhì)反應(yīng)生成1mol生成物的過(guò)程。[推論]：指定單質(zhì)△fHm⊙=0

△fHm⊙非絕對(duì)值熟悉元素的指定單質(zhì)、物質(zhì)的生成過(guò)程。

H,Na,K,C,O,N,F,Cl,Br,I寫出生成過(guò)程：CO2,

MgO,KBr,NaI②、標(biāo)準(zhǔn)生成焓——△fHm⊙8[問(wèn)題]已知物質(zhì)的△fHm⊙，如何計(jì)算反應(yīng)的△H⊙？[設(shè)計(jì)]

反應(yīng)物產(chǎn)物

②

①各種指定單質(zhì)[思路] 過(guò)程Ⅰ由各指定單質(zhì)直接生成產(chǎn)物； 過(guò)程Ⅱ由各指定單質(zhì)先生成反應(yīng)物，然后 反應(yīng)物再轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物 必有：過(guò)程Ⅰ熱效應(yīng)=過(guò)程Ⅱ熱效應(yīng)[公式]△H⊙=∑△fHm⊙產(chǎn)物-

∑△fHm⊙反應(yīng)物

[問(wèn)題]已知物質(zhì)的△fHm⊙，如何計(jì)算反應(yīng)的△H⊙？反應(yīng)91-3標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的方向許多放熱反應(yīng)為自發(fā)過(guò)程： 如：3Fe(s)+2O2(g)→Fe3O4(s)

△H⊙=－1120KJ

2H2+O2→2H2O(g)

△H⊙=－483.6KJ但有些吸熱過(guò)程也能自發(fā)進(jìn)行：如：常溫常壓下H2CO3(aq)→H2O()+CO2(g)

該反應(yīng)△H⊙=+19.3KJ，但自發(fā)進(jìn)行。[為什么]仔細(xì)考察這類過(guò)程有共同的特點(diǎn)：混亂程度增大。所以，體系的混亂度也對(duì)過(guò)程的方向有影響：有序到無(wú)序利于自發(fā)，反之不利于自發(fā)。1-3標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的方向許多放熱反應(yīng)為自發(fā)過(guò)程：101、熵——S表征體系組成微粒分布混亂程度的函數(shù)。

S值越大，混亂度越大，有序性越差。規(guī)律：熵值Ⅰ、固體＜液體＜?xì)怏w Ⅱ、混合物＞純凈物 Ⅲ、S隨溫度升高增大熱力學(xué)第三定律： 各種純化學(xué)物質(zhì)的最完整晶體，在0K時(shí)熵值為零粒子的熱運(yùn)動(dòng)完全停止，內(nèi)部排列達(dá)到最有序程度。即S0K=0設(shè)：A0K→ATK△S=ST－

S0=ST ST為絕對(duì)值，稱絕對(duì)熵。1、熵——S表征體系組成微粒分布混亂程度的函數(shù)。112、標(biāo)準(zhǔn)熵定義：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的熵值。ST⊙

單位：J·mol-1·K-1[比較]△fH⊙與ST⊙ ①ST⊙

為絕對(duì)值，△fH⊙為相對(duì)值； ②指定單質(zhì)△fH⊙=0，而ST⊙

≠0。3、△S⊙計(jì)算與△H⊙

計(jì)算原則、方法一樣?！鱏⊙=∑S⊙產(chǎn)物－∑S⊙反應(yīng)物[分析]：前述自發(fā)吸熱過(guò)程都是△S⊙＞0故自發(fā)過(guò)程的方向受兩大因素制約：△S⊙、△H⊙

2、標(biāo)準(zhǔn)熵定義：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的熵值。ST⊙12小結(jié) ①△H⊙＜0，△S⊙＞0自發(fā)； ②△H⊙＞0?！鱏⊙＜0，非自發(fā)。

③△H⊙＜0，△S⊙＜0

④

△H⊙＞0?！鱏⊙＞0，[美]Gibbs提出：恒溫恒壓下，△H和△S可綜合成一個(gè)新的函數(shù)變量，記為△G稱Gibbs自由能變量。關(guān)系：△G=△H－T△S △G⊙=△H⊙－T△S⊙4、自由能G（又一新能量形式） 意義不討論。小結(jié) ①△H⊙＜0，△S⊙＞0自13①最小自由能原理：恒溫恒壓下△G

＜0自發(fā)；△G

＞0非自發(fā)△G⊙＜0標(biāo)態(tài)自發(fā)；△G⊙

＞0標(biāo)態(tài)非自發(fā)由關(guān)系△G⊙=△H⊙－T△S⊙假設(shè)△H⊙、△S⊙不隨溫度變化，可估計(jì)自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行的溫度范圍。②△G⊙計(jì)算（與△H⊙相似）Ⅰ、由△fG⊙——標(biāo)準(zhǔn)生成自由能計(jì)算Ⅱ、由△G⊙=△H⊙－T△S⊙計(jì)算本節(jié)小結(jié)：介紹了化學(xué)熱力學(xué)的初步知識(shí)，主要討論了焓、熵、自由能等狀態(tài)函數(shù)，其意義不深究，解決了反應(yīng)方向的判據(jù)。重點(diǎn)在于應(yīng)用：Ⅰ、△G⊙、△H⊙、△S⊙計(jì)算Ⅱ、用△G⊙判斷自發(fā)反應(yīng)方向。①最小自由能原理：14例1：據(jù)美國(guó)《化學(xué)及工程新聞》報(bào)道，在常溫常壓下，利用某種催化劑由水與氮?dú)夥磻?yīng)制取氨。設(shè)想可能是下列反應(yīng)嗎？2N2(g)+6H2O(l)==4NH3(g)+3O2(g)△fHm⊙0－286－460ST⊙19170192205例2：能否用下列反應(yīng)合成酒精？4CO2(g)+6H2O(l)==2C2H5OH(l)+7O2(g)△fHm⊙－393－286－2780ST⊙21470161205例1：據(jù)美國(guó)《化學(xué)及工程新聞》報(bào)道，在常溫常壓下，利用某種催15第二節(jié)反應(yīng)限度化學(xué)平衡反應(yīng)方向確定后，反應(yīng)進(jìn)行到什么程度才停止呢？2-1反應(yīng)限度的判據(jù)1、能量判據(jù)[分析] 恒溫恒壓下，根據(jù)最小自由能原理，反應(yīng)之所以自發(fā)進(jìn)行，是因?yàn)椤鱃＜0。 隨著反應(yīng)進(jìn)行，必有∑G產(chǎn)增大，∑G反降低。故有△G→0趨勢(shì)。 當(dāng)△G=0時(shí)，反應(yīng)失去推動(dòng)力，宏觀上反應(yīng)“不再進(jìn)行”，即自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行到△G=0而“停止”。 反應(yīng)限度的能量判據(jù)：△G=0第二節(jié)反應(yīng)限度化學(xué)平衡反應(yīng)方向確定后，反應(yīng)進(jìn)行到什么16[比較]高中知識(shí)

對(duì)可逆反應(yīng)，最終有∨正=∨逆，正反應(yīng)單位時(shí)間內(nèi)消耗的反應(yīng)物必然為逆反應(yīng)所補(bǔ)償，宏觀上各組分的量不再隨時(shí)間而變，達(dá)到化學(xué)平衡?！耪?∨逆為反應(yīng)限度的質(zhì)量判據(jù)。2、化學(xué)平衡——反應(yīng)的限度恒溫恒壓下，反應(yīng)達(dá)到∨正=∨逆或△G=0時(shí)的狀態(tài)化學(xué)平衡建立的條件： 恒溫恒壓，∨正=∨逆

△G=0平衡建立的標(biāo)志： 各組分的數(shù)量不再隨時(shí)間而變。[比較]高中知識(shí)

對(duì)可逆反應(yīng)，最終有∨正=∨逆，正反應(yīng)單17化學(xué)平衡的特征（定性）： ①動(dòng)態(tài)平衡。 ②是恒溫恒壓封閉體系中可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度或最終狀態(tài)。[問(wèn)題]化學(xué)平衡的定量特征,平衡組成之間的關(guān)系？3、化學(xué)平衡定律①活度商（反應(yīng)商）Qi 反應(yīng)aA+bBcC+dD化學(xué)平衡的特征（定性）：18②Van’tHoff恒溫方程式： △G=△Go+RTlnQi平衡時(shí)，△G=0 △Go=-RTln(Qi)平[分析]該式將反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)自由能變與平衡時(shí)各物質(zhì)的組成關(guān)系聯(lián)系起來(lái)了。式中，R,T,△Go均為常數(shù)，(Qi)平必為常數(shù)。寫為Ko③平衡常數(shù)——質(zhì)量作用定律一定溫度下，反應(yīng)達(dá)到平衡，產(chǎn)物濃度以反應(yīng)方程式計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積與反應(yīng)物濃度以計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積之比為常數(shù)。一定溫度下，每個(gè)平衡反應(yīng)都有它自己特征的平衡常數(shù)，這是化學(xué)平衡的定量特征。②Van’tHoff恒溫方程式：19④Ko的性質(zhì)、意義：性質(zhì)：它僅為溫度的函數(shù)，與濃度無(wú)關(guān)，不隨平衡組成而變，與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。意義：反應(yīng)了平衡混合物中產(chǎn)物所占的相對(duì)比例，它很好的反映出反應(yīng)進(jìn)行的程度。表明了一定溫度下反應(yīng)平衡的條件：

Q=Ko

平衡

Q＞Ko

反應(yīng)自右向左進(jìn)行

Q＜Ko

反應(yīng)自左向右進(jìn)行Ko

與Q異同：都對(duì)應(yīng)相同的反應(yīng)式，但Q為任意態(tài)下的值，ko為平衡時(shí)的值。⑤平衡常數(shù)的表示法及書寫規(guī)則思考：“合成氨反應(yīng)在500℃時(shí)的平衡常數(shù)為0.0001”說(shuō)法。④Ko的性質(zhì)、意義：202-2多重平衡規(guī)則——K的組合一定溫度下，若反應(yīng)可表示為多個(gè)分反應(yīng)之和或差，則該反應(yīng)平衡常數(shù)等于各分反應(yīng)平衡常數(shù)之積或商。即平衡常數(shù)與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。[分析]∵△Go=-RTlnKo若：總反應(yīng)=反應(yīng)1+反應(yīng)2 △Go總=△Go1+△Go2 －RTlnKo

=－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2[注]各反應(yīng)必須是同一溫度，各物質(zhì)集聚狀態(tài)相同才能組合。2-2多重平衡規(guī)則——K的組合一定溫度下，若反應(yīng)可表示為多個(gè)212-3應(yīng)用——平衡計(jì)算[內(nèi)容]ko的確定及平衡組成的有關(guān)計(jì)算1、K的確定Ⅰ.根據(jù)△Go=-RTlnKo

Ⅱ.多重平衡規(guī)則Ⅲ.實(shí)驗(yàn)測(cè)定2、計(jì)算平衡組成平衡轉(zhuǎn)化率：簡(jiǎn)稱轉(zhuǎn)化率平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該物質(zhì)的量之比。還有離解率、分解率之說(shuō)它也反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度2-3應(yīng)用——平衡計(jì)算22例：已知反應(yīng)CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g)T=1473K時(shí)Kc=2.3，求：①當(dāng)CO2、H2起始濃度均為0.01mol/L

②當(dāng)CO2起始濃度為0.01mol/L，H2起始濃度為0.02mol/L

兩種情況下。CO2的轉(zhuǎn)化率。[小結(jié)]：

K和轉(zhuǎn)化率都可表示反應(yīng)進(jìn)行的程度，但轉(zhuǎn)化率與反應(yīng)物起始濃度和反應(yīng)溫度有關(guān)，K而僅為溫度的函數(shù) 注意解題步驟。例：已知反應(yīng)CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(23補(bǔ)充題：已知水煤氣反應(yīng)在1000K時(shí)K0=1.0，若密閉反應(yīng)罐中通入1.013×105Pa水汽與足量的紅炭反應(yīng)。求平衡時(shí)各氣體的壓力和水汽的轉(zhuǎn)化率。補(bǔ)充題：已知水煤氣反應(yīng)在1000K時(shí)K0=1.0，若密閉反應(yīng)242-4平衡移動(dòng)化學(xué)平衡為動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)改變平衡條件，使△G≠0，平衡被破壞。平衡移動(dòng)：反應(yīng)從舊平衡點(diǎn)轉(zhuǎn)變到新平衡點(diǎn)的過(guò)程濃度、壓力、溫度等因素都可使平衡發(fā)生移動(dòng)。[分析]：△G=△Go+RTlnQi且△Go=－RTlnK =－RTlnk

+RTlnQi =RTln(Qi／K

)[討論]①恒溫下當(dāng)Qi＜K

△G＜0正向移動(dòng)至Qi*＝K Qi＝K

△G=0，平衡不移動(dòng)

Qi＞K△G＞0，逆向移動(dòng)至Qi#＝K

2-4平衡移動(dòng)化學(xué)平衡為動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)改變平衡條件，使△G≠25②僅改變溫度，舊平衡T1Qi＝K1 改變溫度至T2Qi≠K2平衡被破壞 移動(dòng)至Qi*＝K2

關(guān)鍵是K如何改變

1、濃度的影響[定量計(jì)算]例CO+H2O==CO2+H2

T＝1073K,密閉容器中2mol

CO和H2O混合，平衡時(shí)CO轉(zhuǎn)化率為50%。若再加入3molH2O，問(wèn)平衡能否維持？新平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率為多少？[實(shí)際應(yīng)用]利用廉價(jià)原料或不斷移走產(chǎn)物，以提高某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。②僅改變溫度，舊平衡T1Qi＝K1262、壓力的影響[定性]改變壓力，可導(dǎo)致體積的變化，而影響化學(xué)平衡。較復(fù)雜。①對(duì)無(wú)氣體參與的固液反應(yīng)體系，幾乎無(wú)影響②對(duì)有氣體參加的反應(yīng)壓力的變化，可能有影響。[分析]反應(yīng)aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g)平衡時(shí)∵PV=nRT僅改變體積P∝V-1若改變體積為原來(lái)的m倍，則P’=P×m-12、壓力的影響∵PV=nRT27改變體積為原來(lái)的m倍，則總壓及各物質(zhì)均為舊平衡的m-1倍。則：

Qp=Kp×(1/m)(c+d－a－b)令△n=c+d－a－b =Kp×(1/m)△n[討論]若△n=0反應(yīng)前后氣體分子數(shù)無(wú)變化，改變體積Qp=Kp不影響平衡。若△n≠0當(dāng)△n＞00＜m＜1即總壓增大，Qp＞Kp逆向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＜Kp正向移動(dòng)當(dāng)△n＜00＜m＜1即總壓增大，Qp＜Kp正向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＞Kp逆向移動(dòng)改變體積為原來(lái)的m倍，則總壓及各物質(zhì)均為舊平衡的m-1倍。 283、溫度的影響K是溫度的函數(shù)，改變溫度，K變，平衡被破壞。[分析]∵△Go=－RTlnK△Go=△Ho－T△So若忽略溫度對(duì)△Ho和△So的影響處理：lnK＝△So／R－△Ho／RT討論：4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響[結(jié)論]催化劑只改變反應(yīng)速度，對(duì)已達(dá)到平衡的反應(yīng)，加入催化劑，同等程度改變正逆反應(yīng)速度，故對(duì)平衡無(wú)影響。即催化劑不能改變平衡狀態(tài)。[總結(jié)]Le.Chatelier原理改變影響平衡的某一因素，平衡就沿著減弱這種影響的方向移動(dòng)，直至新平衡。3、溫度的影響29第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)速度計(jì)算常溫反應(yīng)2H2+O22H2O(l)

的平衡常數(shù)。[思考]該條件實(shí)際反應(yīng)情況與反應(yīng)趨勢(shì)。[說(shuō)明]反應(yīng)速度與熱力學(xué)之間沒有直接的聯(lián)系。3-1反應(yīng)速度的表示1、定義：一定條件下，反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物的快慢。

2、表示：?jiǎn)挝粫r(shí)間某物質(zhì)的濃度變化。注意：①可用不同物質(zhì)的濃度變化表示反應(yīng)速度； ②其數(shù)值不一定相等，但意義相同，有關(guān)系 ③單位：mol/L·s 對(duì)大多數(shù)反應(yīng)，物質(zhì)濃度隨時(shí)間的變化不是呈 線性關(guān)系故有平均速度和瞬時(shí)速度之分第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)速度計(jì)算常溫反應(yīng)2H2+O2303、速度測(cè)定 ①平均速度 ②瞬時(shí)速度：實(shí)驗(yàn)測(cè)定物質(zhì)濃度隨時(shí)間變化的數(shù)

據(jù)，處理曲線某點(diǎn)切線的斜率。[問(wèn)題]為什么反應(yīng)速度千差萬(wàn)別？3-2速度理論簡(jiǎn)介——碰撞理論 要點(diǎn)：①反應(yīng)進(jìn)行的先決條件：分子相互碰撞；②有效碰撞：發(fā)生反應(yīng)的碰撞；③活化分子：發(fā)生有效碰撞的分子，它比一般分子的能量高。一定條件下，分子能量分布一定。④活化能：活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差。(Ea)意義：由反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物所要逾越的“能量障礙”。3、速度測(cè)定31活化能越大，反應(yīng)逾越的能量障礙越大，反應(yīng)速度越小。如反應(yīng)N2+3H2

2NH3

△Ho=－92.38KJ/mol△Go=－33.28KJ/molEa=326KJ/mol所要逾越的“能量障礙”很大。常溫常壓自發(fā)，但Ea高，活化分子數(shù)少，速度極小。Ea△HA+BC+D活化分子平均能量反應(yīng)進(jìn)程活化能越大，反應(yīng)逾越的能量障礙越大，反應(yīng)速度越小。Ea△HA32根據(jù)碰撞理論討論：增大反應(yīng)速度措施 ①增大單位時(shí)間內(nèi)分子碰撞總數(shù)；②增大碰撞總數(shù)中有效碰撞的百分?jǐn)?shù)。3-3影響反應(yīng)速度的外部因素濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑一、濃度（壓強(qiáng)）的影響①定性分析：濃度（壓強(qiáng)）增大，單位時(shí)間內(nèi)分子碰撞總數(shù)增多，有效碰撞增加，速度增大；②定量處理速率方程式：反應(yīng)物濃度與反應(yīng)速度的數(shù)學(xué)關(guān)系式。反應(yīng)aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g) V∝CAαCBβ=kCAαCBβ根據(jù)碰撞理論討論：增大反應(yīng)速度措施 33[說(shuō)明]k為比例常數(shù)，稱速率常數(shù)α、β為反應(yīng)分級(jí)數(shù)，α+β為反應(yīng)總級(jí)數(shù)反應(yīng)級(jí)數(shù)：反映了濃度（壓力）對(duì)速度的影響程度。③速率常數(shù)的意義和性質(zhì)[分析]當(dāng)反應(yīng)物濃度均為單位1時(shí)

V=kⅠ、一定溫度下，k值只取決于反應(yīng)本性，不同反應(yīng)k不同，

k反映V的內(nèi)因。Ⅱ、k值不隨濃度、壓力而變，與溫度、催化劑有關(guān)Ⅲ、k單位與反應(yīng)級(jí)數(shù)有關(guān)。[強(qiáng)調(diào)]反應(yīng)級(jí)數(shù)與反應(yīng)計(jì)量系數(shù)并非一回事，不一定相符合。反應(yīng)級(jí)數(shù)是實(shí)驗(yàn)值，可為整數(shù)、分?jǐn)?shù)、小數(shù)。所以對(duì)一般反應(yīng)，級(jí)數(shù)不能直接從計(jì)量系數(shù)導(dǎo)出。要深入了解濃度對(duì)反應(yīng)速度的影響，必須涉及反應(yīng)經(jīng)歷的具體歷程。（本課程不討論）[說(shuō)明]k為比例常數(shù)，稱速率常數(shù)34二、溫度的影響升高溫度，加速反應(yīng)，早就被人所知。[定性分析]濃度不變，分子總數(shù)不變，溫度升高，部分分子獲得能量，變成活化分子，即活化分子百分?jǐn)?shù)增加，有效碰撞增加，反應(yīng)速度加快。[定量]Arrhenuis公式：

k=Aе-(Ea/RT)

或nk=nA－(Ea/RT) A——常數(shù)，稱頻率因子或指前因子

Ea——實(shí)驗(yàn)活化能R——?dú)怏w常數(shù)表明：k與T呈指數(shù)變化關(guān)系，T微小的變化，k就有較大變化。計(jì)算時(shí)注意單位換算。[思考]對(duì)不同反應(yīng)，k隨溫度的變化規(guī)律。二、溫度的影響35三、催化劑的影響[概念]改變反應(yīng)速度，自身在反應(yīng)前后的質(zhì)量和化學(xué) 組成不變的組分。正、負(fù)催化劑；酶、觸媒、防老劑等。催化劑對(duì)V的有效影響是濃度、溫度無(wú)法比擬的。[研究表明]催化劑通過(guò)改變反應(yīng)途徑，改變反應(yīng)活化能實(shí)現(xiàn)對(duì)反應(yīng)速度的影響，它參與了反應(yīng)。Ea△HA+BC+K活化分子平均能量反應(yīng)進(jìn)程AK+B+K[催化劑特性]⑴選擇性；⑵不能起動(dòng)反應(yīng)，不能使非自發(fā)反應(yīng)發(fā)生⑶不能改變反應(yīng)的平衡常數(shù)三、催化劑的影響Ea△HA+BC+K活化分子平均能量反應(yīng)進(jìn)程36本章總結(jié)解決了化學(xué)反應(yīng)所涉及的問(wèn)題：⑴反應(yīng)判據(jù)⑵反應(yīng)限度⑶反應(yīng)速度⑷反應(yīng)機(jī)理線索（思路）反應(yīng)原理綜合應(yīng)用（選講）[實(shí)例分析]水煤氣變換條件分析

CO(g)+H2O(g)

→CO2(g)+H2(g)反應(yīng)條件：投料比：CO:H2O=1:5~8；總壓：5~7×105Pa；溫度：多段處理（高溫變換，低溫出料）本章總結(jié)37[方法]1、方向判斷及反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的溫度范圍確定；2、改變轉(zhuǎn)化率的條件確定；3、改變反應(yīng)速度的條件確定；4、其他考慮的因素。

CO(g)+H2O(g)

→CO2(g)+H2(g)

⑴反應(yīng)有關(guān)的熱力學(xué)數(shù)據(jù)：△H⊙=－41KJ

△S⊙=－42.4J·K-1△G⊙=－28.5KJ常溫常壓反應(yīng)自發(fā)。⑵自發(fā)反應(yīng)溫度范圍T＜△H⊙/△S⊙≈700℃⑶從平衡移動(dòng)角度分析K隨溫度升高而減小，即CO平衡轉(zhuǎn)化率降低（△H⊙＜0）；增加水汽量可提高CO轉(zhuǎn)化率；△n=0，改變壓力對(duì)平衡無(wú)影響。[方法]38⑷從反應(yīng)速度角度考慮溫度升高，速度增大，常溫該反應(yīng)速度??；總壓增加，速度增大，可加速達(dá)到平衡；催化劑使用，提高反應(yīng)速度；增加水汽量可提高反應(yīng)速度。綜合反應(yīng)條件：解決沖突，考慮經(jīng)濟(jì)核算及操作控制。投料比：CO:H2O=1:5~8，過(guò)多水汽溫度難控制。*總壓：5~7×105Pa溫度：多段變換處理。高溫變換，低溫出料：高溫提高速度，迅速建立平衡，然后降溫平衡移動(dòng)提高轉(zhuǎn)化率。⑷從反應(yīng)速度角度考慮39局限性：不能討論過(guò)程如何進(jìn)行和進(jìn)行的快慢；結(jié)論不能說(shuō)明過(guò)程進(jìn)行的機(jī)理和快慢。熱力學(xué)一些專門術(shù)語(yǔ)體系(系統(tǒng))：研究對(duì)象。環(huán)境：與體系緊密聯(lián)系的部分。體系分類：敞開體系、封閉體系和隔離(孤立)體系狀態(tài)：體系不再隨時(shí)間變化的情形（平衡態(tài)）狀態(tài)函數(shù)：描述體系狀態(tài)性質(zhì)的函數(shù)（物理量）狀態(tài)函數(shù)特征：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。熱量：發(fā)生變化時(shí)，體系與環(huán)境之間因溫差傳遞的能量形式。它與變化相關(guān)聯(lián)。規(guī)定：體系從環(huán)境吸熱為正。功：除熱以外的其他能量傳遞形式。規(guī)定環(huán)境對(duì)體系做功為正。內(nèi)能：體系內(nèi)部能量總和——熱力學(xué)能。熱力學(xué)第一定律——能量守恒

即：Q

=△U－W局限性：不能討論過(guò)程如何進(jìn)行和進(jìn)行的快慢；熱力學(xué)一些專門術(shù)語(yǔ)40能量最低原理與自然現(xiàn)象1-1自發(fā)過(guò)程一定條件下，無(wú)需外力作用能自動(dòng)進(jìn)行的過(guò)程?！白园l(fā)”不含“快速”之意“非自發(fā)”不等于“不可能”第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向可逆反應(yīng)在某條件下，反應(yīng)方向如何判斷？熱效應(yīng)焓變計(jì)算處理熵增原理自由能G最小原理能量最低原理計(jì)算能量最低原理與自然現(xiàn)象第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向熱效應(yīng)計(jì)算熵增411-2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，反應(yīng)焓變1.反應(yīng)熱一定溫度下，只對(duì)抗外壓作膨脹功時(shí)，反應(yīng)吸收或放出的熱量。恒容反應(yīng)熱QV=△U恒壓反應(yīng)熱QP=△H2.焓（H）——新物理量物質(zhì)的又一種能量形式。H≡U+PV如何理解QP=△H1-2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，反應(yīng)焓變42恒溫恒壓下，反應(yīng)物、產(chǎn)物各自有不同的焓。當(dāng)反應(yīng)物的焓比產(chǎn)物的焓高時(shí)，由反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物，就要釋放出那多余的部分(△H)，以熱量的形式釋放。

△H=H產(chǎn)物－H反應(yīng)物△H＞0QP＞0吸熱△H＜0QP＜0放熱

HN2+3H2H

△H2NH3

恒溫恒壓下，反應(yīng)物、產(chǎn)物各自有不同的焓。當(dāng)反應(yīng)物433.Hess定律反應(yīng)一步完成的熱效應(yīng)等于分步進(jìn)行的各步熱效應(yīng)之和。反應(yīng)的熱效應(yīng)只與始終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無(wú)關(guān)。小結(jié)：條件相同的反應(yīng)或聚集狀態(tài)相同的同種物質(zhì)才能相消或合并。反應(yīng)式乘（或除）以某數(shù)，相應(yīng)的熱效應(yīng)也要同乘（除）以該數(shù)。3.Hess定律444、熱化學(xué)方程式（△H⊙表示反應(yīng)熱）思考：①中學(xué)的熱化學(xué)方程式與用△H⊙表示的熱化學(xué)方程式有何差異？②△H⊙的單位為KJ/mol，mol-1表示什么？③對(duì)同一反應(yīng)，反應(yīng)是書寫不同，△H⊙值有無(wú)變化？④⊙代表是么？5、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)——物質(zhì)狀態(tài)的參比基準(zhǔn)線規(guī)定：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下物質(zhì)的確切聚集狀態(tài)。[注]對(duì)溫度沒有規(guī)定。[比較]氣體標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。4、熱化學(xué)方程式（△H⊙表示反應(yīng)熱）45說(shuō)明：①、氣體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙=1.013×105②、溶液中溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下，溶質(zhì)的濃度為1mol/L,即C⊙=1mol/L③、液體和固體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙下的純物質(zhì)。6、反應(yīng)熱的計(jì)算①、原則——Hess定律[問(wèn)題]能否通過(guò)較少的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)獲得任意化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)？[分析]反應(yīng)A+BC+D

△H⊙=H⊙產(chǎn)物-H⊙反應(yīng)物 絕對(duì)法難確定△H⊙，可用相對(duì)法解決說(shuō)明：46②、標(biāo)準(zhǔn)生成焓——△fHm⊙定義：溫度T、標(biāo)態(tài)時(shí)，由指定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)（以化學(xué)式表示）的焓變。[說(shuō)明]指定單質(zhì)：多為元素的最穩(wěn)定單質(zhì)，狀態(tài)亦指定。生成反應(yīng)：指定單質(zhì)反應(yīng)生成1mol生成物的過(guò)程。[推論]：指定單質(zhì)△fHm⊙=0

△fHm⊙非絕對(duì)值熟悉元素的指定單質(zhì)、物質(zhì)的生成過(guò)程。

H,Na,K,C,O,N,F,Cl,Br,I寫出生成過(guò)程：CO2,

MgO,KBr,NaI②、標(biāo)準(zhǔn)生成焓——△fHm⊙47[問(wèn)題]已知物質(zhì)的△fHm⊙，如何計(jì)算反應(yīng)的△H⊙？[設(shè)計(jì)]

反應(yīng)物產(chǎn)物

②

①各種指定單質(zhì)[思路] 過(guò)程Ⅰ由各指定單質(zhì)直接生成產(chǎn)物； 過(guò)程Ⅱ由各指定單質(zhì)先生成反應(yīng)物，然后 反應(yīng)物再轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物 必有：過(guò)程Ⅰ熱效應(yīng)=過(guò)程Ⅱ熱效應(yīng)[公式]△H⊙=∑△fHm⊙產(chǎn)物-

∑△fHm⊙反應(yīng)物

[問(wèn)題]已知物質(zhì)的△fHm⊙，如何計(jì)算反應(yīng)的△H⊙？反應(yīng)481-3標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的方向許多放熱反應(yīng)為自發(fā)過(guò)程： 如：3Fe(s)+2O2(g)→Fe3O4(s)

△H⊙=－1120KJ

2H2+O2→2H2O(g)

△H⊙=－483.6KJ但有些吸熱過(guò)程也能自發(fā)進(jìn)行：如：常溫常壓下H2CO3(aq)→H2O()+CO2(g)

該反應(yīng)△H⊙=+19.3KJ，但自發(fā)進(jìn)行。[為什么]仔細(xì)考察這類過(guò)程有共同的特點(diǎn)：混亂程度增大。所以，體系的混亂度也對(duì)過(guò)程的方向有影響：有序到無(wú)序利于自發(fā)，反之不利于自發(fā)。1-3標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的方向許多放熱反應(yīng)為自發(fā)過(guò)程：491、熵——S表征體系組成微粒分布混亂程度的函數(shù)。

S值越大，混亂度越大，有序性越差。規(guī)律：熵值Ⅰ、固體＜液體＜?xì)怏w Ⅱ、混合物＞純凈物 Ⅲ、S隨溫度升高增大熱力學(xué)第三定律： 各種純化學(xué)物質(zhì)的最完整晶體，在0K時(shí)熵值為零粒子的熱運(yùn)動(dòng)完全停止，內(nèi)部排列達(dá)到最有序程度。即S0K=0設(shè)：A0K→ATK△S=ST－

S0=ST ST為絕對(duì)值，稱絕對(duì)熵。1、熵——S表征體系組成微粒分布混亂程度的函數(shù)。502、標(biāo)準(zhǔn)熵定義：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的熵值。ST⊙

單位：J·mol-1·K-1[比較]△fH⊙與ST⊙ ①ST⊙

為絕對(duì)值，△fH⊙為相對(duì)值； ②指定單質(zhì)△fH⊙=0，而ST⊙

≠0。3、△S⊙計(jì)算與△H⊙

計(jì)算原則、方法一樣?！鱏⊙=∑S⊙產(chǎn)物－∑S⊙反應(yīng)物[分析]：前述自發(fā)吸熱過(guò)程都是△S⊙＞0故自發(fā)過(guò)程的方向受兩大因素制約：△S⊙、△H⊙

2、標(biāo)準(zhǔn)熵定義：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的熵值。ST⊙51小結(jié) ①△H⊙＜0，△S⊙＞0自發(fā)； ②△H⊙＞0?！鱏⊙＜0，非自發(fā)。

③△H⊙＜0，△S⊙＜0

④

△H⊙＞0?！鱏⊙＞0，[美]Gibbs提出：恒溫恒壓下，△H和△S可綜合成一個(gè)新的函數(shù)變量，記為△G稱Gibbs自由能變量。關(guān)系：△G=△H－T△S △G⊙=△H⊙－T△S⊙4、自由能G（又一新能量形式） 意義不討論。小結(jié) ①△H⊙＜0，△S⊙＞0自52①最小自由能原理：恒溫恒壓下△G

＜0自發(fā)；△G

＞0非自發(fā)△G⊙＜0標(biāo)態(tài)自發(fā)；△G⊙

＞0標(biāo)態(tài)非自發(fā)由關(guān)系△G⊙=△H⊙－T△S⊙假設(shè)△H⊙、△S⊙不隨溫度變化，可估計(jì)自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行的溫度范圍。②△G⊙計(jì)算（與△H⊙相似）Ⅰ、由△fG⊙——標(biāo)準(zhǔn)生成自由能計(jì)算Ⅱ、由△G⊙=△H⊙－T△S⊙計(jì)算本節(jié)小結(jié)：介紹了化學(xué)熱力學(xué)的初步知識(shí)，主要討論了焓、熵、自由能等狀態(tài)函數(shù)，其意義不深究，解決了反應(yīng)方向的判據(jù)。重點(diǎn)在于應(yīng)用：Ⅰ、△G⊙、△H⊙、△S⊙計(jì)算Ⅱ、用△G⊙判斷自發(fā)反應(yīng)方向。①最小自由能原理：53例1：據(jù)美國(guó)《化學(xué)及工程新聞》報(bào)道，在常溫常壓下，利用某種催化劑由水與氮?dú)夥磻?yīng)制取氨。設(shè)想可能是下列反應(yīng)嗎？2N2(g)+6H2O(l)==4NH3(g)+3O2(g)△fHm⊙0－286－460ST⊙19170192205例2：能否用下列反應(yīng)合成酒精？4CO2(g)+6H2O(l)==2C2H5OH(l)+7O2(g)△fHm⊙－393－286－2780ST⊙21470161205例1：據(jù)美國(guó)《化學(xué)及工程新聞》報(bào)道，在常溫常壓下，利用某種催54第二節(jié)反應(yīng)限度化學(xué)平衡反應(yīng)方向確定后，反應(yīng)進(jìn)行到什么程度才停止呢？2-1反應(yīng)限度的判據(jù)1、能量判據(jù)[分析] 恒溫恒壓下，根據(jù)最小自由能原理，反應(yīng)之所以自發(fā)進(jìn)行，是因?yàn)椤鱃＜0。 隨著反應(yīng)進(jìn)行，必有∑G產(chǎn)增大，∑G反降低。故有△G→0趨勢(shì)。 當(dāng)△G=0時(shí)，反應(yīng)失去推動(dòng)力，宏觀上反應(yīng)“不再進(jìn)行”，即自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行到△G=0而“停止”。 反應(yīng)限度的能量判據(jù)：△G=0第二節(jié)反應(yīng)限度化學(xué)平衡反應(yīng)方向確定后，反應(yīng)進(jìn)行到什么55[比較]高中知識(shí)

對(duì)可逆反應(yīng)，最終有∨正=∨逆，正反應(yīng)單位時(shí)間內(nèi)消耗的反應(yīng)物必然為逆反應(yīng)所補(bǔ)償，宏觀上各組分的量不再隨時(shí)間而變，達(dá)到化學(xué)平衡?！耪?∨逆為反應(yīng)限度的質(zhì)量判據(jù)。2、化學(xué)平衡——反應(yīng)的限度恒溫恒壓下，反應(yīng)達(dá)到∨正=∨逆或△G=0時(shí)的狀態(tài)化學(xué)平衡建立的條件： 恒溫恒壓，∨正=∨逆

△G=0平衡建立的標(biāo)志： 各組分的數(shù)量不再隨時(shí)間而變。[比較]高中知識(shí)

對(duì)可逆反應(yīng)，最終有∨正=∨逆，正反應(yīng)單56化學(xué)平衡的特征（定性）： ①動(dòng)態(tài)平衡。 ②是恒溫恒壓封閉體系中可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度或最終狀態(tài)。[問(wèn)題]化學(xué)平衡的定量特征,平衡組成之間的關(guān)系？3、化學(xué)平衡定律①活度商（反應(yīng)商）Qi 反應(yīng)aA+bBcC+dD化學(xué)平衡的特征（定性）：57②Van’tHoff恒溫方程式： △G=△Go+RTlnQi平衡時(shí)，△G=0 △Go=-RTln(Qi)平[分析]該式將反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)自由能變與平衡時(shí)各物質(zhì)的組成關(guān)系聯(lián)系起來(lái)了。式中，R,T,△Go均為常數(shù)，(Qi)平必為常數(shù)。寫為Ko③平衡常數(shù)——質(zhì)量作用定律一定溫度下，反應(yīng)達(dá)到平衡，產(chǎn)物濃度以反應(yīng)方程式計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積與反應(yīng)物濃度以計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積之比為常數(shù)。一定溫度下，每個(gè)平衡反應(yīng)都有它自己特征的平衡常數(shù)，這是化學(xué)平衡的定量特征。②Van’tHoff恒溫方程式：58④Ko的性質(zhì)、意義：性質(zhì)：它僅為溫度的函數(shù)，與濃度無(wú)關(guān)，不隨平衡組成而變，與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。意義：反應(yīng)了平衡混合物中產(chǎn)物所占的相對(duì)比例，它很好的反映出反應(yīng)進(jìn)行的程度。表明了一定溫度下反應(yīng)平衡的條件：

Q=Ko

平衡

Q＞Ko

反應(yīng)自右向左進(jìn)行

Q＜Ko

反應(yīng)自左向右進(jìn)行Ko

與Q異同：都對(duì)應(yīng)相同的反應(yīng)式，但Q為任意態(tài)下的值，ko為平衡時(shí)的值。⑤平衡常數(shù)的表示法及書寫規(guī)則思考：“合成氨反應(yīng)在500℃時(shí)的平衡常數(shù)為0.0001”說(shuō)法。④Ko的性質(zhì)、意義：592-2多重平衡規(guī)則——K的組合一定溫度下，若反應(yīng)可表示為多個(gè)分反應(yīng)之和或差，則該反應(yīng)平衡常數(shù)等于各分反應(yīng)平衡常數(shù)之積或商。即平衡常數(shù)與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。[分析]∵△Go=-RTlnKo若：總反應(yīng)=反應(yīng)1+反應(yīng)2 △Go總=△Go1+△Go2 －RTlnKo

=－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2[注]各反應(yīng)必須是同一溫度，各物質(zhì)集聚狀態(tài)相同才能組合。2-2多重平衡規(guī)則——K的組合一定溫度下，若反應(yīng)可表示為多個(gè)602-3應(yīng)用——平衡計(jì)算[內(nèi)容]ko的確定及平衡組成的有關(guān)計(jì)算1、K的確定Ⅰ.根據(jù)△Go=-RTlnKo

Ⅱ.多重平衡規(guī)則Ⅲ.實(shí)驗(yàn)測(cè)定2、計(jì)算平衡組成平衡轉(zhuǎn)化率：簡(jiǎn)稱轉(zhuǎn)化率平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該物質(zhì)的量之比。還有離解率、分解率之說(shuō)它也反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度2-3應(yīng)用——平衡計(jì)算61例：已知反應(yīng)CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g)T=1473K時(shí)Kc=2.3，求：①當(dāng)CO2、H2起始濃度均為0.01mol/L

②當(dāng)CO2起始濃度為0.01mol/L，H2起始濃度為0.02mol/L

兩種情況下。CO2的轉(zhuǎn)化率。[小結(jié)]：

K和轉(zhuǎn)化率都可表示反應(yīng)進(jìn)行的程度，但轉(zhuǎn)化率與反應(yīng)物起始濃度和反應(yīng)溫度有關(guān)，K而僅為溫度的函數(shù) 注意解題步驟。例：已知反應(yīng)CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(62補(bǔ)充題：已知水煤氣反應(yīng)在1000K時(shí)K0=1.0，若密閉反應(yīng)罐中通入1.013×105Pa水汽與足量的紅炭反應(yīng)。求平衡時(shí)各氣體的壓力和水汽的轉(zhuǎn)化率。補(bǔ)充題：已知水煤氣反應(yīng)在1000K時(shí)K0=1.0，若密閉反應(yīng)632-4平衡移動(dòng)化學(xué)平衡為動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)改變平衡條件，使△G≠0，平衡被破壞。平衡移動(dòng)：反應(yīng)從舊平衡點(diǎn)轉(zhuǎn)變到新平衡點(diǎn)的過(guò)程濃度、壓力、溫度等因素都可使平衡發(fā)生移動(dòng)。[分析]：△G=△Go+RTlnQi且△Go=－RTlnK =－RTlnk

+RTlnQi =RTln(Qi／K

)[討論]①恒溫下當(dāng)Qi＜K

△G＜0正向移動(dòng)至Qi*＝K Qi＝K

△G=0，平衡不移動(dòng)

Qi＞K△G＞0，逆向移動(dòng)至Qi#＝K

2-4平衡移動(dòng)化學(xué)平衡為動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)改變平衡條件，使△G≠64②僅改變溫度，舊平衡T1Qi＝K1 改變溫度至T2Qi≠K2平衡被破壞 移動(dòng)至Qi*＝K2

關(guān)鍵是K如何改變

1、濃度的影響[定量計(jì)算]例CO+H2O==CO2+H2

T＝1073K,密閉容器中2mol

CO和H2O混合，平衡時(shí)CO轉(zhuǎn)化率為50%。若再加入3molH2O，問(wèn)平衡能否維持？新平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率為多少？[實(shí)際應(yīng)用]利用廉價(jià)原料或不斷移走產(chǎn)物，以提高某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。②僅改變溫度，舊平衡T1Qi＝K1652、壓力的影響[定性]改變壓力，可導(dǎo)致體積的變化，而影響化學(xué)平衡。較復(fù)雜。①對(duì)無(wú)氣體參與的固液反應(yīng)體系，幾乎無(wú)影響②對(duì)有氣體參加的反應(yīng)壓力的變化，可能有影響。[分析]反應(yīng)aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g)平衡時(shí)∵PV=nRT僅改變體積P∝V-1若改變體積為原來(lái)的m倍，則P’=P×m-12、壓力的影響∵PV=nRT66改變體積為原來(lái)的m倍，則總壓及各物質(zhì)均為舊平衡的m-1倍。則：

Qp=Kp×(1/m)(c+d－a－b)令△n=c+d－a－b =Kp×(1/m)△n[討論]若△n=0反應(yīng)前后氣體分子數(shù)無(wú)變化，改變體積Qp=Kp不影響平衡。若△n≠0當(dāng)△n＞00＜m＜1即總壓增大，Qp＞Kp逆向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＜Kp正向移動(dòng)當(dāng)△n＜00＜m＜1即總壓增大，Qp＜Kp正向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＞Kp逆向移動(dòng)改變體積為原來(lái)的m倍，則總壓及各物質(zhì)均為舊平衡的m-1倍。 673、溫度的影響K是溫度的函數(shù)，改變溫度，K變，平衡被破壞。[分析]∵△Go=－RTlnK△Go=△Ho－T△So若忽略溫度對(duì)△Ho和△So的影響處理：lnK＝△So／R－△Ho／RT討論：4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響[結(jié)論]催化劑只改變反應(yīng)速度，對(duì)已達(dá)到平衡的反應(yīng)，加入催化劑，同等程度改變正逆反應(yīng)速度，故對(duì)平衡無(wú)影響。即催化劑不能改變平衡狀態(tài)。[總結(jié)]Le.Chatelier原理改變影響平衡的某一因素，平衡就沿著減弱這種影響的方向移動(dòng)，直至新平衡。3、溫度的影響68第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)速度計(jì)算常溫反應(yīng)2H2+O22H2O(l)

的平衡常數(shù)。[思考]該條件實(shí)際反應(yīng)情況與反應(yīng)趨勢(shì)。[說(shuō)明]反應(yīng)速度與熱力學(xué)之間沒有直接的聯(lián)系。3-1反應(yīng)速度的表示1、定義：一定條件下，反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物的快慢。

2、表示：?jiǎn)挝粫r(shí)間某物質(zhì)的濃度變化。注意：①可用不同物質(zhì)的濃度變化表示反應(yīng)速度； ②其數(shù)值不一定相等，但意義相同，有關(guān)系 ③單位：mol/L·s 對(duì)大多數(shù)反應(yīng)，物質(zhì)濃度隨時(shí)間的變化不是呈 線性關(guān)系故有平均速度和瞬時(shí)速度之分第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)速度計(jì)算常溫反應(yīng)2H2+O2693、速度測(cè)定 ①平均速度 ②瞬時(shí)速度：實(shí)驗(yàn)測(cè)定物質(zhì)濃度隨時(shí)間變化的數(shù)

據(jù)，處理曲線某點(diǎn)切線的斜率。[問(wèn)題]為什么反應(yīng)速度千差萬(wàn)別？3-2速度理論簡(jiǎn)介——碰撞理論 要點(diǎn)：①反應(yīng)進(jìn)行的先決條件：分子相互碰撞；②有效碰撞：發(fā)生反應(yīng)的碰撞；③活化分子：發(fā)生有效碰撞的分子，它比一般分子的能量高。一定條件下，分子能量分布一定。④活化能：活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差。(Ea)意義：由反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物所要逾越的“能量障礙”。3、速度測(cè)定70活化能越大，反應(yīng)逾越的能量障礙越大，反應(yīng)速度越小。如反應(yīng)N2+3H2

2NH3

△Ho=－92.38KJ/mol