化学反应中的质量和能量关系.ppt

化学研究的几个主要问题n研究的物质或混合物是否发生化学反应?n若有反应发生，质量和能量变化如何?n由原料转化为产物的转化率是多少?n反应的速度大小? 第二章第二章 化学反应中的质量和能量关系化学反应中的质量和能量关系n化学反应过程中伴随有两种变化化学反应过程中伴随有两种变化Ø 质量质量Ø 能量能量-----重点重点1、理想气体状态方程式n理想气体: 无体积，分子间无相互吸引力的气体 *低压、高温条件下的实际气体性质接近理想气体—分子间距离大（分子体积可忽略，分子间相互作用可忽略） 理想气体状态方程理想气体状态方程实验测知实验测知1mol1mol气体在标准状况下气体在标准状况下的体积为的体积为22.414×1022.414×10-3-3m m3 3, ,　则　则 101.325×103Pa×22.414×10-3 m31mol×273.15K= =R= pV/nT= 8.3144 Pa·m3·mol-1·K-1= 8.3144 J·mol-1·K-1理想气体状态方程式 n PV = nRT *R值的选取与P，V的单位有关 R与P、V单位的关系P的单位 V的单位 R的单位 Pa m3 8.314 m3 •Pa •mol-1 •K-1 kPa L 8.314 L •kPa •mol-1 •K-1 R = 8.314 J •mol-1 •K-1 1atm = 101.3kN/m2; 1N/m2 = 1 Pa 1atm = 101.3 kPa m3 •Pa = L •kPa = m3 • 1N/m2 =1N •m = 1J2、混合气体的分压定律、混合气体的分压定律 P总总=p1+p2+p3+...+pi =∑pi * pi 指混合气体中每一种气体单独占有整个混合气体的容积所呈现的压力。

* 混合气体-每一种气体所占有的容积相同，温度相等He(T,V,PHe)Ne(T,V,PNe)He+Ne(T,V,P)P= PHe+ PNe推导∵ PiVi=niRTi ∴ P1V1 +P2V2 +P3V3 +…PiVi = n1RT1+n2RT2+ n3RT3+...+niRTi 因是混合气体， ∴ V1 =V2 =V3 =…=Vi =V T1=T2= T3=...=Ti=T∴(P1 +P2 +P3 +…Pi）V =（n1+n2+ +...+ni）RT n总= n1+n2+ n3+...+ni 所以 P总 =P1 +P2 +P3 +…Pi等式成立的条件n气体间无化学反应n 理想气体n 容积相同，温度相等或混合气体  化学反应中的质量关系 n化学计量数与反应进度化学计量数与反应进度(自学自学)n化学计量数化学计量数(υ)1.化学计量数(υ)反应式反应式: cC + dD = yY + zZ 0 = -cC - dD + yY + zZ令令 υc = -c , υD = -d, υY= y, υZ =z 0 = ∑υBB2.反应进度(ξ)·反应进度：  =(n2-n1)/υB2.反应进度(ξ)n化学计量方程: 0 = ∑υBBn d ξ = υB-1dnB nB : B的物质的量 υB : B的化学计量数d ξ = υB-1dnB dnB = υBd ξ nB(ξ) - nB(ξ0) = υB (ξ - ξ0) △ nB = υB ξ 举例n N2 + 3H2 = 2NH3 (△ nB = υB ξ)△n (N2)/mol △n (H2)/mol △n (NH3)/mol ξ/mol 0 0 0 0 -1/2 -3/2 1 ½ -1 -3 2 1 -2 -6 4 2n ½ N2 + 3/2 H2 = NH3nξ= 1 (△ nB = υB ξ)n△n (N2)/mol △n (H2)/mol △n (NH3)/mol -1/2 -3/2 1结论n对同一化学反应方程式,反应进度(ξ)的值与选用反应式中哪种物质的量的变化计算无关.n相同反应进度时对应各物质的量的变化与反应式的写法有关.化学反应中的能量关系化学反应中的能量关系1.体系与环境体系与环境n(开放开放)敞开体系：敞开体系： 体系与环境既有物质交换又有能量交换体系与环境既有物质交换又有能量交换 n封闭体系：封闭体系： 体系与环境没有物质交换只有能量交换体系与环境没有物质交换只有能量交换 n孤立体系：孤立体系： 体系与环境既无物质交换又无能量交换体系与环境既无物质交换又无能量交换2.状态和过程n状态状态 当系统处于一定的温度、压力、体当系统处于一定的温度、压力、体积、物质的量、某一物态等。

积、物质的量、某一物态等过程n等温过程—从始态到终态的温度相同n等压过程—从始态到终态的压力相同n等容过程—从始态到终态的体积相同n自发过程---自然而然发生的过程，不需外力n非自发过程---不会自然发生，需借助外力3. 状态函数n由物质系统的状态决定的物理量由物质系统的状态决定的物理量n体系的状态是体系性质的综合表现体系的状态是体系性质的综合表现状态函数的特点n体系的性质只决定于所处的状态，与过去的历史无关n其变化只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关4.能量的几种形式n热力学能（内能）热力学能（内能）U：： 是系统（体系）内各种形式的能量的总和是系统（体系）内各种形式的能量的总和 状态函数状态函数 △△ U = U终态终态 –U始态始态能量的几种形式n热量热量 Q：： 由于温度不同而在环境和体系之间传递由于温度不同而在环境和体系之间传递的能量 系统吸热系统吸热 Q > 0 ; 系统放热系统放热 Q < 0 状态函数状态函数?例例 H2（（g）） + ½ O2 （（g）） = H2O（（l））等温（等温（298K）等压（）等压（Pº=100Kpa））: Q = -240.580kJ·mol-1等温（等温（298K）等容）等容: Q = -241.818kJ·mol-1 与过程有关与过程有关-热量为非状态函数热量为非状态函数能量的几种形式n功功 W：除热的形式外的其他各种被传递：除热的形式外的其他各种被传递 的能量。

的能量系统对环境做功（体系失功）系统对环境做功（体系失功） : W < 0 环境对系统做功（体系得功）环境对系统做功（体系得功） : W > 0 状态函数状态函数?热力学能(内能) : U①①系统吸热不做功系统吸热不做功 Q = △△ U ②②环境对系统做功，没有热量交换环境对系统做功，没有热量交换,内能增内能增加加 △△ U = W ③③系统吸热且环境对系统做功，系统内能系统吸热且环境对系统做功，系统内能的变化的变化 △△ U = Q +W 热力学第一定律热力学第一定律（能量守恒定律）（能量守恒定律） 自然界一切物质都具有能量，能量有各种形式，能够从一种形式转化为另一种形式，从一种物体传递给另一个物体，而在转化和传递中能量的总数量不变 ΔU体系体系= Q + W封闭体系：封闭体系： ΔU体系体系=Q + Wn体系吸收热量，体系吸收热量，Q>0 ；； 体系放出热量，体系放出热量，Q<0n环境对体系做功，环境对体系做功，W>0 ；； 体系对环境做功，体系对环境做功，W<0 反应热和反应焓变反应热和反应焓变n反应热反应热Q （反应焓变）（反应焓变）: 化学反应时化学反应时体系不做非体积功，当反体系不做非体积功，当反应终态的温度恢复到始态的温度时应终态的温度恢复到始态的温度时体体系所吸收或放出的热量，称为该反应系所吸收或放出的热量，称为该反应的反应热。

的反应热 *通常通常,反应热的数值为发生反应热的数值为发生1摩尔摩尔反应反应时的反应热时的反应热如：如： 2H2(g)+O2(g)→2H2O(l) Qp=-571.66kJ·mol-1 H2(g)+ 1/2 O2(g)→H2O(l) Qp=-285.83kJ·mol-1恒压反应热恒压反应热 Qp 等压过程，只做体积功等压过程，只做体积功 敞口反应（无气体）敞口反应（无气体）推导推导 ΔU体系体系= Qp+W 又又 W= -pΔv 所以，所以，ΔU体系体系 = Qp-pΔv 即，即，U2-U1=Qp-p（（V2-V1）） Qp = U2- U1 +p（（V2-V1 ）） =U2 +p2V2-（（p1V1 + U1 ））设：设： U +pV=H (焓焓) Qp= H2-H1= ΔH(焓变焓变)说明 Qp= ΔHH = U +pV 焓焓(H) 状态函数状态函数 Q （（非状态函数非状态函数）；）； ΔH （（状态函数状态函数））*反应过程的焓变在数值上与等压反反应过程的焓变在数值上与等压反应热相等。

应热相等 反应热的测定2.热化学方程式表示化学反应与热效应关系的方程式表示化学反应与热效应关系的方程式 rHm = -241.82 kJ·mol-1H2(g) + O2(g) H2O(g) 298.15K100kPa如如12注意注意：： 　　　　n注明反应的温度、压力等注明反应的温度、压力等n注明各物质的聚集状态注明各物质的聚集状态n同一反应同一反应,反应式系数不同反应式系数不同,  rHm不同不同 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 　　 H＝＝Qp=-571.66kJ·mol-1　　　　H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) 　　 H＝＝ Qp=-285.83kJ·mol-1n正正、、逆反应的逆反应的Qp的的绝对值相同绝对值相同, 符号相反符号相反HgO(s) →→Hg(l) + O2(g)  rHm = 90.83 kJ·mol-112Hg(l) + O2(g) →→HgO(s)  rHm = -90.83 kJ·mol-112赫斯赫斯(盖斯盖斯)定律定律一个化学反应如果分几步完成，一个化学反应如果分几步完成，则总反应的反应热等于各步反应则总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。

的反应热之和  Q总总=  Q1+  Q2 +·······C(s) + O2(g) rHm CO(g) + O2(g)12 H1 H2CO2(g) rHm=  H1+  H2结论反应的热效应只与反应的始态和终态反应的热效应只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关有关，而与变化的途径无关条件：只适宜条件：只适宜等容或等压且等容或等压且一步或多一步或多步的条件是相同的情况步的条件是相同的情况 ΔU=Qv ,ΔH=Qp盖斯定律的重要性n可以通过计算得到用实验难以获得可以通过计算得到用实验难以获得的热效应的热效应n反应慢反应慢n副反应多副反应多n反应热小反应热小1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变准摩尔反应焓变 应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变 标准标准(状状)态态物质物质标准态标准态气体气体标准压力标准压力(p =100kPa)下纯气体下纯气体液体液体固体固体标准压力标准压力(p =100kPa)下下纯液体、纯固体、纯液体、纯固体、溶液中溶液中的溶质的溶质标准压力标准压力(p )下质量摩尔浓度为下质量摩尔浓度为1mol·kg-1(近似为近似为1 1mol·L-1) ) 9/3/2024标准摩尔生成焓（热） ΔfHm0n在标准态，由在标准态，由最稳定单质最稳定单质生成一摩生成一摩尔该物质时的尔该物质时的等压等压热效应。

热效应定义：最稳定单质的标准摩尔生成热定义：最稳定单质的标准摩尔生成热都等于零都等于零H+(aq)的标准摩尔生成的标准摩尔生成热等于零热等于零 ΔfHm0相对值ΔfHm0 (CO2) C (s) + O2 (g) = CO2 (g) ΔfHm0 (C, 石墨 ) = 0, ΔfHm0 (O2 , g ) = 0ΔrHm0 = ΔfHm0(CO2, g ) –{ΔfHm0 (C, S ) + ΔfHm0 (O2 , g ) } = ΔfHm0(CO2, g ) 标准摩尔焓变ΔrHm0的计算 cC + dD = yY + zZ ΔrHm0 = [y ΔfHm0 （Y）+ zΔfHm0 （Z）] - [cΔfHm0 （C）+ dΔfHm0 （D）] = ∑νi ΔfHm0 （生成物） + ∑νi ΔfHm0 （反应物） = ∑νi ΔfHm0  计算时计算时,注意系数和正负号注意系数和正负号 计算恒压反应计算恒压反应:4NH3(g)+5O2(g) →→ 4NO(g)+6H2O(g)的的 rHm 例例1解：解：4NH3(g)+5O2 →→ 4NO+6H2O(g) fHm/kJ·mol-1 -46.11 0 90.25 -241.82 rHm = [4 fHm(NO,g) + 6 fHm(H2O,g)]　　　　　　 - [4 fHm(NH3,g) + 5 fHm(O2,g)]={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1= -905.48kJ·mol-19/3/2024注意事项n公式中所涉及的各种反应物质，需考虑其凝聚状态。

nΔrHm0的数值大小与反应式的写法有关n当温度不是298.15K时，可近似用ΔfHm0 n计量系数无量纲，可以是整数或分数n 2CO2 (g) = 2CO(g) + O2 (g)ΔrHm0 = {2ΔfHm0(CO, g ) + ΔfHm0 (O2 , g ) } -2ΔfHm0 ((CO2, g ) = 2x-110.5 + 0 - 2x-393.5 =283 kJ mol-1例例2基本要求基本要求n初步了解状态函数、热、功、内能、焓，及焓变的概念n熟悉热化学方程式的书写，掌握盖斯定律的应用n会用标准生成焓（ΔfHm0 ）计算化学反应的热效应。