化学反应中的质量关系和能量关系.ppt

化学研究的几个主要问题,研究的物质或混合物是否发生化学反应? 若有反应发生，质量和能量变化如何? 由原料转化为产物的转化率是多少? 反应的速度大小?,第二章 化学反应中的质量和能量关系,化学反应过程中伴随有两种变化 质量 能量-重点,化学反应过程,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。 旧键的削弱、断裂需要吸收能量;新键形成则会释放能量。 伴随有能量的吸收或释放。,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。,1、理想气体状态方程式,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,实验测知1mol气体在标准状况下的体积为22.41410-3m3, 则,理想气体状态方程式,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、实际气体状态方程式,P + a(n/V)2(V-nb)=nRT,3、混合气体的分压定律,P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。,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,气体间无化学反应 理想气体 容积相同，温度相等或混合气体,分体积、体积分数、摩尔分数,混合气体总体积（VT）等于各个组分气体分体积（Vi）之和。 VT = V1 + V2 + + Vi *分体积：相同的温度，相同压力时所占的 体积 体积分数：Xi=Vi / VT 摩尔分数: X= ni/n,混合体积,如 组分气体B的物质的量为nB 混合气体的物质的量为n 混合气体的体积为V 则它们的压力： pB = nBRT/V p = nRT/V p = nBRT/VB,将两式相除，得:,同温同压下,气态物质的量与其体积成正比,化学反应中的质量关系,化学计量数与反应进度(自学) 化学计量数(),1.化学计量数(),反应式: cC + dD = yY + zZ 0 = -cC - dD + yY + zZ 令 c = -c , D = -d, Y= y, Z =z 0 = BB,2.反应进度(),化学计量方程: 0 = BB d = B-1dnB nB : B的物质的量 B : B的化学计量数,d = B-1dnB,dnB = Bd nB() - nB(0) = B ( - 0) nB = B ,举例,N2 + 3H2 = 2NH3 ( nB = B ) n (N2)/mol n (H2)/mol n (NH3)/mol /mol 0 0 0 0 -1/2 -3/2 1 -1 -3 2 1 -2 -6 4 2, N2 + 3/2 H2 = NH3 = 1 ( nB = B ) n (N2)/mol n (H2)/mol n (NH3)/mol -1/2 -3/2 1,结论,对同一化学反应方程式,反应进度()的值与选用反应式中哪种物质的量的变化计算无关. 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,1.体系与环境 (开放)敞开体系： 体系与环境既有物质交换又有能量交换 封闭体系： 体系与环境没有物质交换只有能量交换 孤立体系： 体系与环境既无物质交换又无能量交换,2.状态和过程,状态 当系统处于一定的温度、压力、体积、物质的量、某一物态等。,过程,等温过程从始态到终态的温度相同 等压过程从始态到终态的压力相同 等容过程从始态到终态的体积相同,自发过程-自然而然发生的过程，不需外力。 非自发过程-不会自然发生，需借助外力。,3. 状态函数,由物质系统的状态决定的物理量。 体系的状态是体系性质的综合表现。,状态函数的特点,体系的性质只决定于所处的状态，与过去的历史无关。 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,热力学能（内能）U： 是系统（体系）内各种形式的能量的总和。 状态函数 U = U终态 U始态,能量的几种形式,热量 Q： 由于温度不同而在环境和体系之间传递的能量。 系统吸热 Q 0 ; 系统放热 Q 0 状态函数?,例,H2（g） + O2 （g） = H2O（l） 等温（298K）等压（P=100Kpa）: Q = -240.580kJmol-1 等温（298K）等容: Q = -241.818kJmol-1 与过程有关-热量为非状态函数,能量的几种形式,功 W：除热的形式外的其他各种被传递 的能量。 系统对环境做功（体系失功） : W 0 状态函数?,例,膨胀方式 外压 膨胀功W 一次等压膨胀 p=p终 W = -PV 自由膨胀 p=0 o 多次等压膨胀 p1,p2,pj=p终 -PiVi 可逆膨胀 p1,p2,pj=p终 -nRTIn(V2/V1) 与过程有关-功为非状态函数,热力学能(内能) : U,系统吸热不做功 Q = U 环境对系统做功，没有热量交换,内能增加 U = W 系统吸热且环境对系统做功，系统内能的变化 U = Q +W,热力学第一定律 （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。 U体系= Q + W,封闭体系： U体系=Q + W,体系吸收热量，Q0 ； 体系放出热量，Q0 ； 体系对环境做功，W0,反应热和反应焓变,反应热Q （反应焓变）: 化学反应时体系不做非体积功，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,反应热的数值为发生1摩尔反应时的反应热。,如：,2H2(g)+O2(g)2H2O(l) Qp=-571.66kJmol-1 H2(g)+ 1/2 O2(g)H2O(l) Qp=-285.83kJmol-1,恒压反应热 Qp,等压过程，只做体积功。 敞口反应（无气体）,推导,U体系= Qp+W 又 W= -p 所以，U体系 = Qp-pv 即，U2-U1=Qp-p（V2-V1） Qp = U2- U1 +p（V2-V1 ） =U2 +p2V2-（p1V1 + U1 ） 设： U +pV=H (焓) Qp= H2-H1= H(焓变),说明 Qp= H,H = U +pV 焓(H) 状态函数 Q （非状态函数）； H （状态函数） *反应过程的焓变在数值上与等压反应热相等。,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,注意：,注明反应的温度、压力等。 注明各物质的聚集状态。 同一反应,反应式系数不同, rHm不同 。 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) HQp=-571.66kJmol-1 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H Qp=-285.83kJmol-1,赫斯(盖斯)定律,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 的反应热之和。 Q总= Q1+ Q2 +,rHm= H1+ H2,结论,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。 条件：只适宜等容或等压且一步或多步的条件是相同的情况。 U=Qv ,H=Qp,盖斯定律的重要性,可以通过计算得到用实验难以获得的热效应 反应慢 副反应多 反应热小,2019/6/18,1-3-3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(状)态,标准摩尔生成焓（热） fHm0,在标准态，由最稳定单质生成一摩尔该物质时的等压热效应。 定义：最稳定单质的标准摩尔生成热都等于零。H+(aq)的标准摩尔生成热等于零。 * fHm0相对值。,fHm0 (CO2),C (s) + O2 (g) = CO2 (g) fHm0 (C, 石墨 ) = 0, fHm0 (O2 , g ) = 0 rHm0 = fHm0(CO2, g ) fHm0 (C, S ) + fHm0 (O2 , g ) = fHm0(CO2, g ),标准摩尔焓变rHm0的计算,cC + dD = yY + zZ rHm0 = y fHm0 （Y）+ zfHm0 （Z） - cfHm0 （C）+ dfHm0 （D） = i fHm0 （生成物） + i fHm0 （反应物） = i fHm0,2019/6/18,计算时,注意系数和正负号,例1,=4(90.25)+6(-241.82)-4(-46.11)kJmol-1 = -905.48kJmol-1,注意事项,公式中所涉及的各种反应物质，需考虑其凝聚状态。 rHm0的数值大小与反应式的写法有关。 当温度不是298.15K时，可近似用fHm0 。 计量系数无量纲，可以