2015年電氣工程師考試《普通化學》知識點：化學反應的方向

　　2015年電氣工程師考試《普通化學》知識點：化學反應的方向

　　一、化學反應的自發性

　　1. 自發變化(過程)

　　水從高處流向低處;熱從高溫物體傳向低溫物體;氣體從高壓向低壓擴散;鐵在潮濕的空氣中銹蝕;鋅置換硫酸銅溶液反應等等

　　在沒有環境(外界)作用的情況下，體系自身發生變化的過程稱為自發變化或自發過程。

　　2、 自發過程的特點：

　　(1)其逆過程一定為非自發過程;

　　(2)自發過程可被利用來完成有用功(非體積功);

　　(3)非自發過程并非不可能，但是需要環境對系統做功;

　　(4)自發過程(的進行速度)不一定是迅速的;

　　(5)自發過程的最大限度是各種平衡狀態。

　　二、熵(S)(Entropy)與熵變

　　熵是系統內原子、分子的微觀混亂度在宏觀的量度。

　　1、定義： S = k ln W

　　式中：k： Boltzmann 常數(k = 1.3807×1023 J/K)

　　W： 微觀狀態數

　　熵的變化，與微觀粒子的動能變化有關，TΔS被理解為系統內部分子、原子由于混亂度改變而改變的運動動能之和，并由此引發系統內分子、原子勢能的改變。

　　(1)熵的絕對值是可以求得的。

　　對同一物質的不同聚集狀態來說：S冰 < S水 < S汽

　　(2)S是狀態函數，有加合性。

　　(3)S的單位：J • mol-1 • K-1.

　　(4)熵的性質與熱力學第三定律

　　0K時，可以認為分子的熱運動完全停止，系統內原子、分子處于完全整齊有序的狀態，他的微觀狀態只有一種W=1, S = k ln W==0。故有：

　　熱力學第三定律：任何理想晶體在絕對溫度零度時的熵值為零。

　　S(0K ) = 0)

　　理想晶體： 純凈而完美的晶體。理想晶體中的質點完全停止了運動。(假想狀態)

　　標準熵：1 mol 物質在標準狀態下，所具有的熵值叫標準熵，也叫絕對熵。符號： Smθ 。

　　2、熵值的一些規律

　　(1)規定 H+(aq)的 Smθ (H+，aq，298.15K)=0, 有些Mn+(aq)的為負值。

　　(2)同類物質摩爾質量 M 越大，Smθ 越大。

　　(因為原子數、電子數越多，微觀狀態數目也就越多。)

　　(3)氣態多原子分子的Smθ 值較單原子的大。

　　Smθ( O3) > Smθ(O2) >  Smθ(O)

　　(4)摩爾質量相等或相近的物質，結構越復雜，Smθ 值越大。

　　Smθ(CH3CH2OH) > Smθ(CH3OCH3) (后者的對稱性好)

　　(5)溫度增加， Smθ 值升高。

　　(6)壓力對液態、固態物質的熵值影響較小，而對氣態物質Smθ 影響較大。壓力增加，Smθ 值降低。

　　3、化學反應的熵變△rSm

　　(1).化學反應熵變的計算

　　根據熵的影響因素可估算△rSmθ 。根據狀態函數的特征，利用標準摩爾熵，可以計算298.15K時的反應的標準摩爾熵變。

　　3、 熵變與反應的自發性

　　對于一個孤立系統來說：系統內分子、原子的動能變化T△S,來自于勢能的變化，其內部的分子、原子動能變化與勢能變化之和為零。勢能變化之和可以看成是-T△S。由于勢能降低的過程是自發的，-T△S< 0，

　　T不可能為負值，故：孤立體系自發過程的△S孤 > 0。

　　熵增加原理：孤立體系有自發傾向于混亂度增加的趨勢。(熱力學第二定律的熵表述)

　　 △S孤 > 0 自發

　　 △S孤 < 0 非自發

　　 △S孤 = 0 體系處于平衡狀態

　　但對于封閉體系，上述結論不適用： -10 °C 的液態水會自動結冰，盡管是熵減少。因為結冰過程中，體系放熱到環境 ( H < 0)。

　　三、Gibbs自由能(G)

　　實際系統一般都不是孤立系統，即其內部分子、原子的動能變化不可能就等于勢能變化，因其與環境有能量傳遞，但其內部混亂度的變化,進而表現出動能變化，仍為T△S。在等溫、等壓過程中ΔH可近似認為是系統內分子、原子的動能變化與勢能變化之和。若把系統勢能變化之和用符號ΔG表示，則：ΔG== ΔH - T△S。

　　Gibbs 自由能的定義： G ==H – TS

　　G為復合函數，狀態函數，具有加和性,絕對值無法確定。

　　(1)標準Gibbs 生成自由能 ΔfGmθ

　　在標準狀態和指定溫度下，由穩定態單質生成 1mol 化合物(或非穩定態單質或其它形式的物質)時的Gibbs 自由能變。符號： ΔfGmθ。單位：kJ/mol

　　ΔfGmθ(穩定單質，T)==0

　　(2)化學反應的Gibbs 自由能變(ΔrGmθ)的計算與自發過程的判據

　　例： 在標態，298 K時，

　　CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g)

　　ΔrGmθ == -344 (kJ/mol)  該條件下，反應向右自發

　　在標態， 2CO(g) = 2C (s) + O2 (g)

　　ΔrGmθ = +274 (kJ/mol)  該條件下，反應向右非自發

　　(3)溫度對的ΔG 影響

　　恒溫恒壓不做非體積功時

　　ΔG = ΔH-T ΔS (吉布斯-亥姆霍茲公式)

　　例： CaCO3(s) == CaO (s) + CO2 (g)

　　在標態，298 K時，

　　ΔrGmθ= +131 (kJ/mol) > 0 該條件下，反應向右非自發

　　在標態下，升溫到1273K時，ΔG < 0, 反應便能夠向右自發進行。

　　 反應方向轉變溫度的估算：

　　因為ΔH和 ΔS隨溫度變化很小，可用298K下的H、S數據來計算任意溫度下的ΔG(T) 。

　　如果忽略溫度、壓力對ΔrHm和 ΔrSm的影響，則：

　　ΔG (T) ≈ ΔrHmθ(298K) – TrΔSmθ(298K)

　　當ΔG(T)==0 時 T轉換==ΔrHmθ(298K) /rΔSmθ(298K)

　　(4)G-H方程的運用

　　DHq

　　DSqDGq== DHq - T DSq

　　正向反應自發性

　　隨溫度的變化

　　低 溫高 溫

　　–+––任何溫度下均自發

　　+–++任何溫度下均非自發

　　–––+低溫時 自發，高溫時 非自發

　　+++–低溫時 非自發，高溫時 自發

　　當 ΔG= 0 時,系統平衡，

　　當 ΔG﹤0 時,反應自發向右反應

　　當 ΔG﹥0 時,反應向右是非自發反應

　　幾點說明：,

　　(1)熱力學判據ΔG指出了反應的可能與否;

　　(2)熱力學判斷只指出反應方向而無法預示反應速度;

　　(3)一般條件下，決定方向的是△rGm而非 △rGmθ 。