无机化学：第二章 热化学.ppt

第二章第二章 热化学热化学§2.1 热力学术语和基本概念热力学术语和基本概念§2.2 热力学第一定律热力学第一定律§2.1 热力学术语和基本概念热力学术语和基本概念2.1.1 系统和环境系统和环境2.1.5 化学反应计量式和反应进度化学反应计量式和反应进度2.1.4 相相2.1.3 过程过程2.1.2 状态和状态函数状态和状态函数 2.1.1 系统和环境系统和环境系统：被研究对象环境：系统外与其密切相关的部分敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换封闭系统：与环境无物质交换有能量交换隔离系统：与环境无物质、能量交换2.1.2 状态和状态函数状态和状态函数状态：系统的宏观性质的综合表现状态函数：描述系统性质的物理量p,V,T)特点：①状态一定,状态函数一定 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且 状态函数的变化值只与始态、终态 有关,而与变化途径无关始态终态（Ⅰ）（Ⅱ）2.1.3 过程过程定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度T1=T2定压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力。

p1=p2定容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积V1=V22.1.4 相相均相系统(或单相系统)非均相系统(或多相系统) 系统中物理性质和化学性质完全相同的且与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分，叫做相2.1.5 化学反应计量式和反应进度化学反应计量式和反应进度—物质B的化学计量数化学反应计量式：νA=-a， νB=-b， νY=y， νZ=-z 反应进度：单位是molt0时 nB/mol 3.0 10.0 0 0 t1时 nB/mol 2.0 7.0 2.0 t2时 nB/mol 1.5 5.5 3.0 反应进度必须对应具体的反应方程式2.0 7.0 2.0 (mol) 3.0 10.0 0 (mol)§2.2 热力学第一定律热力学第一定律2.2.1 热和功热和功2.2.5 Hess定律定律2.2.4 焓变和热化学方程式焓变和热化学方程式2.2.3 热力学第一定律热力学第一定律2.2.2 热力学能热力学能2.2.1 热和功热和功 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。

1.热( Q )热不是状态函数规定：系统吸热：Q >0； 系统放热： Q <0 系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量 非体积功 功不是状态函数pexV1体积功：系统对环境做功，W<0（失功）环境对系统做功，W>0（得功）2.功( W )规定：2.2.2 热力学能热力学能热力学能(U)： 系统内所有微观粒子的全部 能量之和，也称内能 U是状态函数 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关2.2.3 热力学第一定律热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：热力学定律的实质是能量守恒与转化定律U1 U2QWU2 = U1 + Q + WU2 - U1 = Q + W2.2.4 焓变和热化学方程式焓变和热化学方程式1.焓和焓变对于封闭系统，在定容过程中， V = 0，W = 0QV为定容反应热。

在定压过程中，焓：焓变：Qp = H状态函数反应的摩尔焓变 rHm2.热化学方程式在一定条件下，化学反应反应的摩尔热力学能变rUm热化学方程式：标准状态： 表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式2H2(g)+O2(g)  2H2O(g)(298.15K) = -483.64kJ·mol-1称为反应的标准摩尔焓变气体：T，p = p =100kPa液、固体：T，p 下，纯物质溶液：溶质B，bB=b =1mol·kg-1cB=c =1mol·L-12H2(g)+O2(g)  2H2O(g)(298.15K) = -483.64kJ·mol-1• 聚集状态不同时， 不同2H2(g)+O2(g)  2H2O(l)(298.15K) = -571.66kJ·mol-1• 化学计量数不同时， 不同298.15K) = -241.82kJ·mol-1H2(g)+ O2(g)  H2O(g)对于无气体参加的反应，W = –pex  V=0有气体参加的反应：3.  rUm与rHm 的关系==–pex  V– n(g)RT=≈–RT∑νB(g)=4. 标准摩尔生成焓 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。

B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1H2(g)+ O2(g)  H2O(g)(H2O ,g,298.15K) = -241.82kJ·mol-1(参考态单质,T)=0 5. 标准摩尔燃烧焓 在温度T下, 物质B (νB= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓)O(l2H(g)CO (g)OOH(l)CH222233++(B,相态,T) ，单位是kJ·mol-1(CH3OH ,l,298.15K) = -440.68kJ·mol-10), g,CO(2=T0), l ,OH(2=T2.2.5 Hess定律定律始态终态中间态 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的或=例：已知298.15K下，反应：计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓应用：1.利用方程式组合计算)(gCO (g)OC(s)(1)22+(1) = -393.5kJ·mol-1(g)CO (g)OCO(g)(2)2221+(2) = -282.98kJ·mol-1解：利用Hess定律途径1途径2解法二：(1)(3)(2)=+(1)(2)(3)-=(1)(2)(3)= -110.53kJ·mol-1(g)CO(g)OC(s)22+222)(gCO(g)OCO(g))1+-1CO(g)(g)OC(s)22+(1)(2)(3)2. 由标准摩尔生成焓求反应的标准摩尔焓变=?(NO,g)4(H2O,g)6(NH3,g)4(O2,g)5(NO,g)+4(H2O,g)6(NH3,g)+-[4(O2,g)]5==[4×90.25+6×(-241.82) -4 ×(-46.11)-0]kJ·mol-1=905.4 8kJ·mol-1结论： aA + bB → yY + zZ(B,相态,T)∑νB(T) =3. 由标准摩尔燃烧焓计算反应的焓变结论： aA + bB → yY + zZ(B,相态,T)-∑νB(T) =(3)(1)(C)=)(gOCO)(gOC(s)2212++(2)(CO)=(1)(2)(3)=-(C)(CO)=-。