大学化学期末复习提纲

（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。

θ－1

符号：ΔcHm；单位kJ·mol；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）

3）ΔrHm（TK)≈ΔrHm(298.15K）

（公式7）

三、热力学第二定律 1、热力学第二定律

1）、自发过程的不可逆性

①自发过程有明显的方向性。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自发过程的不可逆性。

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。（功变热的不可逆性）

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。（热传导的不可逆性）

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=

?Q-1-1-1

熵S是状态函数。单位J·K 摩尔熵Sm 单位J·K ·mol T环熵的物理意义：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

衡态时，它的熵永不减少。 孤立系统5）熵判据

一个封闭系统从一个平衡态经过一绝热过程到达另一平

一个孤立系统的熵永不减少

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=nRlnV2p1=nRln（公式8）

p2V1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，mlnP，V,T都改变 ΔS=nCp，mln

T2 T1T2 T1T2V2T2p1+nRln 或者ΔS=nCv，mln+nRln（公式9）

p2T1V1T13、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）?

－1－1?

单位：J·K·mol。

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. 化学反应熵值的定性判断：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

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；容量性质；单位J ；绝对值无法测知，无明确的物理意义

－1

摩尔吉布斯函数：Gm= G/n；单位J·mol

△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

（公式10）

等温过程ΔG的计算 ΔG = ΔH－T ·ΔS（公式11） ΔG = nRTlnV1p2=nRTln p1V2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）利用状态函数特性计算

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，反应的本性；

Kθ?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Kθ?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K?θ等于各步反应的平衡常数的积（或商）。 K?θ值与温度有关，书写Kθ? 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 Δ

rGmθ=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 ? ，ΔrGm(T) < 0 正向反应自发进行 ? Q > K ? ，ΔrGm(T) > 0 逆向反应自发进行 ? Q = K ? ，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.等温等容下加入惰性气体：平衡不移动。

b. 等温等压下加入惰性气体：平衡向气体分子数增加的方向移动。 （3）温度：