工程化学基础-复习课件.pptx

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1、工程化学基础期末复习第一章化学反应的调控与应用1.系统和环境敞开体系、封闭体系、孤立体系2.状态和状态函数状态函数的特点3.热和功（Q和W)热和功不是状态函数4.热力学能，内能U,是状态函数一、基本概念：5.热力学第一定律ΔU=Q+W6.反应热（或者热效应）恒容过程反应热QV，QV=ΔU恒压过程反应热Qp,QP=ΔH对气体：Qp=QV+ΔnRT7.焓和焓变（H和ΔH)，KJ·mol-1盖斯定律,标准摩尔生成焓,参考态元素,热力学对标准状态的定义8.键能9.自发过程和自发过程的特点10.熵和熵变（J·K-1·mol-1）热力学第三

2、定律，绝对熵，标准摩尔熵,热力学第二定律11.吉布斯自由能和吉布斯自由能变（G,ΔG）（KJ·mol-1）标准摩尔生成吉布斯自由能G=H-TSΔG=ΔH-TΔSΔG>0;ΔG=0;ΔG<012.化学平衡可逆反应；化学平衡状态；气体分压定律；标准平衡常数；多重平衡规则；平衡转化率；化学平衡的移动；影响化学平衡的因素（浓度，温度，压力，催化剂）13.酸碱平衡：Kwy,PH,POH,酸碱质子理论中酸碱的定义解离常数，稀释定律，同离子效应14.沉淀溶解平衡溶度积Kspy,溶度积和溶解度的关系，溶度积规则15.配位平衡配合物的组成，中心离子

3、（或原子，或中心体，形成体），配位体，配位数，内界，外界，配合物的命名。Ky(稳)和Ky(不稳)16.化学反应速率v=1/B·ΔcB/Δt基元反应，质量作用定律，复合反应速率常数，反应级数，影响化学反应速率的因素，阿伦尼乌斯公式17.反应速率理论和活化能碰撞理论、过渡状态理论二、相关计算：热力学第一定律恒容过程反应热ΔU=Q+W=QV恒压过程反应热---焓变a.QP=ΔU+pΔV=ΔHb.盖斯定律：ΔrH=∑i△rHic.反应标准摩尔焓变的计算298K,ΔrHm=∑viΔfHm(生成物)-∑viΔfHm(反应物)任一温度，

4、ΔrHm(T)≈ΔrHm(298.15K)熵变298.15K时，参考态元素的标准摩尔熵不等于零。298.15K时,ΔrSm=∑viSm,生成物-∑viSm,反应物任一温度，ΔrSm(T)≈ΔrSm(298.15K)b.标准态下，任一温度T，ΔrGm(T)=ΔrHm(T)-TΔrSm(T)吉布斯自由能ΔrGm=∑viΔfGm(生成物）-∑viΔfGm(反应物）a.标准态，298.15K时，ΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)≈≈c.非标准态下，任一温度T，ΔrGm(T)=ΔrGm(T)

5、+RTInJΔrGm(T)<0,自发反应ΔrGm(T)>0,非自发反应ΔrGm(T)=0,平衡状态d.转化温度，T=ΔrHm/ΔrSm对于平衡：aA+bBgG+dDK=用浓度表示K=用压力表示K无量纲化学平衡a.与反应方程式写法有关；b.固体或纯液体不表示在方程式中；c.适用于一切平衡系统。分压定律P=ΣBpB（1）pB=P·nB/n=P.xB=P.VB%（2）pB=P·VB/V多重平衡规则：若:反应1==反应2+反应3K1=K2.K3则：平衡转化率转化率：是指某反应物中已消耗部分占该反应物初始用量

6、的百分数。该反应物已消耗量该反应物初始用量某指定反应物转化率=╳100%标准吉布斯自由能变与平衡常数ΔrGm(T)=-RTlnKlnK=-ΔrGm(T)/RTΔrGm(T)=-RTlnK+RTlnJ当JKΔrG>0反应正向非自发判断反应方向的方法(1)浓度对平衡的影响（此时温度不变，因而K为定值）改变反应系统中某物质的浓度后，若：JK平衡向左移动(逆方向自发)J=K平衡不移动化学平衡的移动总压的改变将同等程度

7、地改变各组分气体的分压力，因此平衡移动的方向将决定于各组份气体计量数的代数和。总压力增加时:n<0的反应，平衡右移；n>0的反应，平衡左移；n=0的反应，平衡不受的影响。(2)压力对平衡的影响n:生成气体总分子数-反应气体化学总分子数(3)温度对化学平衡的影响勒夏特列(LeChatelier)原理假如改变平衡系统的条件（如浓度、温的方向移动。度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变一元弱电解质的解离平衡HAcH+(aq)+Ac－(aq)NH3·H2ONH4＋＋OH－解离常数表达式分别为：一元弱酸的解离平衡HA

8、H++A－初始浓度/mol·L-1c00平衡浓度/mol·L-1c－xxx(1)当c/Ka>500,c>>c(H+)，近似看做c-xc,c(H+)=c(A－)解离度()一元弱碱的解离平衡BOHB++OH-初始浓度/mol·L-1c00平衡