第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系
第三节结束
第三节 结束
2017/12/27
1-3-2 反应热和反应焓变
化学反应时，如果体系不做非体积功，当反 1-3-2 反应热和反应焓变 应终态的温度恢复到始态的温度时，体系所 吸收或放出的热量，称为该反应的反应热。 通常,反应热的数值为反应进度=1 mol(即发 生1摩尔反应) 时的反应热。 如： 2H2(g)+O2(g)→2H2O(l) Qp=-571.66kJ· mol-1
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功和热 功和热是体系的状态发生变化时，体系和 环境传递或交换能量的两种形式。 热(Q)：体系和环境之间因温度不同而传 环境对体系做功，W为正值； 递或交换的能量的形式。 体系对环境做功 ，W为负值。 体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。 功(W)：除了热之外其它传递或交换的能 [注意 ] 功和热不是状态函数 量形式 。 单位均为J、kJ 体积功 : 体系体积变化反抗外力所做的功 功 非体积功: 除体积功外的功，如电功
4.正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反。
赫斯(Hess)定律 在恒温恒压或恒温恒容条件下，体系不做 应用赫斯定律不仅可计算某些恒压反应 非体积功，则反应热只取决于反应的始态 热，而且可计算难以或无法用实验测定 和终态，而与变化过程的具体途径无关。 的反应热。 即化学反应的焓变只取决于反应的始态和 终态，而与变化过程的具体途径无关。 rHm C(s) + O2(g) CO2(g) H1 H2 1 CO(g) + 2 O2(g) rHm= H1+ H2 H1 = rHm-H2=[(-393.51)-(282.98)]kJ· mol-1 =-110.53 kJ· mol-1
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例1 计算恒压反应: 4NH3(g)+5O2(g) → 4NO(g)+6H2O(g)的rHm 解： 4NH (g)+5O → 4NO+6H O(g)
fHm/kJ· mol-1 -46.11
3 2 2
0
90.25 -241.82
rHm = [4fHm(NO,g) + 6fHm(H2O,g)] - [4fHm(NH3,g) + 5fHm(O2,g)] ={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ· mol-1 = -905.48kJ· mol-1
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能量守恒定律——热力学第一定律 在任何变化过程中，能量不会自生自灭， 只能从一种形式转化为另一种形式，能量 总值不变。
封闭体系：始态(1) → 终态(2) U = U2 - U1 = Q + W 热力学能的变化等于体系从环境吸收的热 量加上环境对体系所做的功。
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rHm——摩尔反应焓变
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-1 H = -241.82 kJ· mol 注意： r m 1.注明反应的温度、压力等。 2.注明各物质的聚集状态。 3.同一反应,反应式系数不同, rHm不同 。
热化学方程式 298.15K 如 H2(g) + 1 2 O2(g) 100kPa H2O(g)
计算时,注意系数和正负号
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例2
反应
rHm/kJ· mol-1 序号 -292 -11.3 １ ２
计算fHm(CuO,s)。 解:(2)式×2=3式 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s) (rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ· g) → 4CuO(s) CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s)
1 H2(g)+ 2 O2(g)→H2O(l)
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Qp=-285.83kJ· mol-1
恒压反应热和反应焓变
恒压反应热: 化学反应在恒温恒压条件下 进行，如果体系不做非体积功，此时的反 应热称为该反应的恒压反应热。
有气体参入的反应： 反应始态(1)→反应终态(2) U = Qp + W = Qp - pV
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状态和状态函数 理想气体 理想气体 T=300K T=350K 理想气体 T=280K 状态函数的特点： △T=350K-300K=50K (1)描述体系所处状态的各状态函数之间是 有联系的。 (2)体系的状态一确定，各状态函数均有确 定值。 (3)体系状态发生变化时,各状态函数的改变 量，只与始态和终态有关,与变化的途径 无关。
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1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变
1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准 标准(状)态 摩尔反应焓变 物质 标准态
气体 标准压力(p =100kPa)下纯气体
液体 固体 溶液中 的溶质
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标准压力(p =100kPa)下 纯液体、纯固体、 标准压力(p )下质量摩尔浓度为 1mol· kg-1(近似为1mol· L-1)
(3)式+(1)式=4式 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s) (rHm)4=(rHm)3+(rHm)1 =-314.6 kJ· mol-1 (rHm)4 -314.6 kJ· mol-1 fHm(CuO,s)= = 2 2 =-157.3kJ· mol-1
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无机化学多媒体电子教案
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热力学能(以往称内能)
热力学能(U)——体系内部能量的总和。 包括体系内分子的内动能、分子间相互 作用能、分子内部能量，但不包括体系 整体运动的动能和在外力场中的位能。 由于体系内部质点的运动及相互作用很 复杂，所以体系热力学能的绝对值无法 测知。 单位——J、kJ 是状态函数 U = U(终态) - U(始态)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) rHm = -483.64 kJ· mol-1
1 HgO(s) →Hg(l) + 2 O2(g) rHm = 90.83 kJ· mol-1 1 Hg(l) + 2 O2(g) →HgO(s) rHm = -90.83 kJ· mol-1 2017/12/27
如：煤燃烧时放热； 碳酸钙分解要吸热； 原电池反应可产生电能； 电解食盐水要消耗电能； 镁条燃烧时会放出耀眼的光； 叶绿素在光作用下使二氧化碳 和水转化为糖类。
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1-3-1 基本概念和术语
体系和环境 1-3-1基本概念和术语 体系: 所需研究的那部分物质或空间。 环境: 体系之外与体系有一定联系的 其它物质或空间。
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反应焓变 化学反应在封闭体系中、恒压条件下 进行，如果体系不做非体积功： H = H2 - H1 = Qp 化学反应的焓变等于恒压反应热 吸热反应：Qp > 0, H > 0 放热反应：Qp < 0, H < 0 如：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) H＝Qp=-571.66kJ· mol-1 1 H2(g) + 2 O2(g) → H2O(l) H＝ Qp=-285.83kJ· mol-1
恒压反应热不等于体系热力学能的变化
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反应焓变 U = Qp + W = Q p - p V U2-U1=Qp - p (V2-V1) Qp=(U2+pV2) – (U1+ pV1)
H = H -U H+ = Qp 焓: H 2= 1 PV
说明：（1）H 无明确物理意义 （2）H 是状态函数 （3）单位J、kJ （4）绝对值无法测知
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热化学方程式 表示化学反应与热效应关系的方程式 如 H2(g) +
1 2
298.15K O2(g) 100kPa H2O(g)
rHm = -241.82 kJ· mol-1
表示在298.15K、100kPa下，当反应进度 1 =1mol时(1mol H2(g)与 2 mol O2(g)反应， 生成1molH2O(g)时)，放出241.82kJ热量。
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第三节化学反应中的能量关系
第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系
第三节
化学反应中的能量关系
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化学反应是反应物分子中旧
键的削弱、断裂和产物分子新键
形成的过程。前者需要吸收能量, 后者则会释放能量。
因此，化学反应过程往往伴
随有能量的吸收或释放。
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标准摩尔反应焓变的计算 化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物 的标准摩尔生成焓的总和减去反应物的标 准摩尔生成焓的总和。 化学反应： cC + dD = yY + zZ (任一物质均处于温度T的标准态)
rHm = [yfHm(Y) + zfHm(Z)] - [cfHm(C) + dfHm(D)] rHm =ifHm (生成物)+ifHm (反应物) 计算时,注意系数和正负号
体系
物质 能量
环境
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敞开体系 体系 封闭体系 孤立体系
状态和状态函数 状态函数： 能表征体系特性的宏观性质称为状态函数 如 物质的量、压力、体积、温度 状态函数的特点： (1)体系的状态一确定，各状态函数均有确 定值。 (2)体系状态发生变化时,各状态函数的改变 量，只与始态和终态有关,与变化的途径 无关。 (3)描述体系所处状态的各状态函数之间往 往是有联系的。
标准摩尔生成焓 定义：标准态下，由最稳定的纯态单质生 成单位物质的量的某物质的焓变 -1) H /(kJ· mol 稳定性 物质 ( 即恒压反应热 )。 f m CaO(s) 加热不分解 符号： fHm-635.09 -1 单位： kJ· mol CuO(s) -157.3 高温时分解 注意： 1.最稳定纯态单质fHm=0, 如fHm(石墨)=0。 2. fHm代数值越小, 化合物越稳定。 3.必须注明温度，若为298.15K时可省略。