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道尔顿定律(气态方程和道尔顿定律)

反应,溶液,系统道尔顿定律(气态方程和道尔顿定律)

发布时间：2016-12-08加入收藏来源：互联网点击：

（公式6） （3）标准摩尔燃烧焓 1）定义：在标准状态下，1mol物质完全燃烧时的反应焓变称为该物质的标准摩尔燃烧焓。 符号：ΔcHmθ；单位kJ·mol－1；温度一般298.15K • 完全燃烧：物质中的碳、氢、硫完全转变成CO2(g)，H2O(l)和SO2(g)。 • O2完全燃烧产物的ΔcHmθ = 0。 2）

（公式7） 3）ΔrHm（TK)≈ΔrHm(298.15K） 三、热力学第二定律 1、热力学第二定律 1）、自发过程的不可逆 ①自发过程有明显的方向。②自发过程有一定的限度。③自发过程有对外做功的能力。④自发过程的不可逆。 2）热力学第二定律两种表述： 开尔文说法——不可能从单一热源取热，使之完全变为功而不引起其它的变化。（功变热的不可逆） 克劳修斯说法——不可能使热从低温物体传递到高温物体而不引起其它变化。（热传导的不可逆） 不是说热不能变成功，但需从两个热源取热全部变成功。 不是说不能从单一热源取热全部变成功，而是强调会产生其它影响。 3）热力学第二定律数学表达式 熵的定义：dS=

熵S是状态函数。单位J·K-1 摩尔熵Sm 单位J·K-1 ·mol-1 熵的物理意义：系统无序程度或混乱度的量度。 热力学第二定律数学表达式：

热力学封闭系统发生的任何不可逆过程(实际过程)必定是系统的熵变大于过程热温商之和的过程； 系统的熵变小于过程热温商之和的过程是不可能发生的。 可逆过程中系统的熵变一定等于其热温商之和。 4）熵增原理 绝热过程

一个封闭系统从一个平衡态经过一绝热过程到达另一平 衡态时，它的熵永不减少。 孤立系统

一个孤立系统的熵永不减少 5）熵判据

在孤立系统发生的过程总是自发地朝着熵增加的方向，直至系统的熵值达到最大

2、系统熵变的计算 （1）简单状态变化 等温过程： ΔS=nRln

=nRln

（公式8） 等压或等容的变温过程 等压变温过程ΔS=nCp，mln

等容变温过程ΔS=nCv，mln

P，V,T都改变 ΔS=nCp，mln

+nRln

或者ΔS=nCv，mln

+nRln

（公式9） 3、热力学第三定律和标准摩尔熵 热力学第三定律 在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值等于零。 物质的标准摩尔熵 规定熵（绝对熵）：纯物质在温度T时的熵值。摩尔规定熵：1mol物质的规定熵，记作Sm（T）。标准摩尔熵：在标准状态下1mol物质的规定熵，记作Smθ（T）Ø 单位：J·K－1·mol－1Ø。 Smθ （稳定单质）≠0；S(0K)= 0 ；Smθ(H+ ,aq) = 0 熵值的大小规律 a. 同一物质，同温度：S(g) S(l) S(s) b. 同一物质，聚集状态相同：温度升高，熵值增大 c. 不同物质在温度相同、聚集状态相同：分子中微粒多者或组成复杂者熵值大 d. 化学反应熵值的定判断：导致气体分子数增加的过程或反应熵值增大 标准摩尔反应熵的计算

（公式10） 近似处理：ΔrSmθ(TK)≈ΔrSmθ(298.15K) 4、吉布斯函数 定义：G = U + PV－TS = H－TS G是状态函数；容量质；单位J ；绝对值无法测知，无明确的物理意义 摩尔吉布斯函数：Gm= G/n；单位J·mol－1 △G的物理意义：等温等压下系统做非体积功的能力。 等温等压条件下的吉布斯函数判据 ΔG≤W 等温等压不做非体积功

等温过程ΔG的计算 ΔG = ΔH－T ·ΔS（公式11） ΔG = nRTln

=nRTln

标准摩尔反应吉布斯函数 等温等压不做非体积功，化学反应方向的判断

（公式12）

标准摩尔反应吉布斯函数的计算 （1）标准摩尔生成吉布斯函数法

（公式13） （2）由ΔrHmθ和ΔrSmθ计算ΔrGmθ ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ（公式14） （3）利用状态函数特计算

四、化学反应平衡 1、标准平衡常数 化学平衡的特征 定υ正= υ逆，各物质的量不再随时间而改变；ΔrGm = 0，化学平衡是可逆反应的最终状态。 动υ正= υ逆，并非反应停止进行，只是正逆反应的影响相互抵消，是一种动态平衡。 变 化学平衡是有条件的、相对的和暂时的。 标准平衡常数

（公式15） p(B)为化学反应中气态物质B的分压，p(B)/pθ称为B相对压力； 方次为化学反应方程式中各物质前面的系数。 标准平衡常数的意义：Kθ越大，表示正反应进行的越完全；影响Kθ的因素：系统的温度，反应的本； Kθq一定与化学反应方程式匹配。Kθ与方程式相对应纯固体、纯液体和稀溶液的溶剂，其浓度视为常数，不写进Kθq表达式中。多重平衡规则：在多重平衡中，一个反应可以表示为 两个或更多个反应之和（或差），则总反应的Kqθ等于各步反应的平衡常数的积（或商）。 Kqθ值与温度有关，书写Kθq 的表达式应注明温度。 2、化学反应等温式

等温等压下不做非体积功的化学反应

标准平衡常数的理论计算 ΔrGmθ=RTln Kθ （公式16） 用化学反应等温式判断化学反应方向和限度 恒温恒压下不做非体积功 • Q K q ，ΔrGm(T) 0 正向反应自发进行 • Q K q ，ΔrGm(T) 0 逆向反应自发进行 • Q = K q ，ΔrGm(T) = 0 系统处于平衡状态。 当ΔrGmθ 0时，即Kθ 1，认为化学反应能进行到底。 当ΔrGmθ 0时，即Kθ 1，认为化学反应不能发生 当Kθ与1相差不大时：调节Q 改变化学反应方向。 3、化学平衡的移动 Q Kθ， ΔrGm 0 ：反应正向自发，即平衡向右移动。 Q Kθ，ΔrGm 0 ：逆向自发，即平衡向左移动。 Q = Kθ， ΔrGm = 0：反应处于平衡状态，即平衡不移动。 （1）浓度的影响：在平衡系统中，增加反应物浓度，平衡向生成产物的方向移动。 （2）压力：对有气体参加的反应，增加平衡系统总压，平衡向气体分子数减少的方向移动。 a.等温等容下加入惰气体：平衡不移动。 b. 等温等压下加入惰气体：平衡向气体分子数增加的方向移动。 （3）温度：

（公式17） 4.化学平衡的计算 、、 一、化学反应速率 1、化学反应速率：以单位时间内，反应物的浓度（或分压力）的减少，或生成物的浓度（或分压力）的增加来表示。 ·反应速率r 的单位：mol·L-1·s-1 反应速率数值：与所选用的物质无关，与化学方程式 2、反应机理： 基元反应：由反应物分子（或离子、原子、自由基）直接碰撞发生相互作用而生成产物的反应。 3、反应物浓度对反应速率的影响： (1)基元反应：aA+ bB→gG+hH r=kCAaCBb 反应速率常数k Ø 意义：单位反应物浓度时的反应速率。 Ø k 的影响因素：与反应物的浓度无关，与反应物本、温度、催化剂等有关。 反应速率与反应速率常数成正比。k 的单位：不同反应级数k 单位不同。 (2)反应级数 速率方程中浓度项的指数a、b 分别为反应物A、B的级数,其和为反应的总级数，简称反应级数。 反应级数：表示浓度对反应速率影响的程度。 元反应：反应级数与反应分子数（系数）一致。Ø (3)简单级数的反应 零级反应：r=kCA0=k零级反应速率常数意义：单位时间内反应物的浓度减少量 Ø 单位：与速率相同， mol·L-1·s-1 速率方程的积分形式：CA=CA0-kt(公式18） 半衰期： 反应物反应掉一半所需的时间，T1/2=

一级反应r=kCA 一级反应的速率常数意义和单位：单位时间内A 反应掉的分数。单位s－1。 ln

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