浙江大学普通化学.ppt

上课：56学时 实验：24学时 要求：课堂上认真听讲，遵守课 堂纪律，课后独立完成作业。,课程安排和要求,上课：大学普通化学 一 二 三 四 五 六 七 相平衡 学时：10 6 8 8 4 4 4 10 作业：每一章收一次，每次批改 总人数的1/3。 答疑：每章完成后安排一次.,具体内容,教材：“大学普通化学”第五版 大连理工大学出版社； 实验教材：“大学普通化学实验” 高等教育出版社,教材和参考书,辅导书：“大学普通化学学习指导” 大工出版社,参考书：“普通化学”、“无机化学” “物理化学”,六 次 实 验（24学时） 实验一 固体乙醇的制备 实验二 化学反应焓变的测定 实验三 废水中铬含量的测定 实验四 氧化还原与电化学（一） 实验五 氧化还原与电化学（二） 实验六 无机合成-碳酸氢钠的制备,实 验 安 排,普化预约网址： 70/finaldlut 密码： dlut,考试方式：笔试 A，B卷 笔试： 80分 平时： 20分 结束课后全院统考,考 试,序 言,非化学化工类专业为什么学习化学？ 普通化学课程的基本内容及教学目的。,1.科学技术发展的需要： * 高新技术迅猛发展； * 不同学科间的相互交叉、相互渗透、相互联系是当代科学技术的新特点，它们都直接包含着化学的许多知识和内容。 *许多的社会问题，如工程问题、环境问题，人们的衣、食、住、行都是包含了多个学科、多方面的知识。,2.培养具有高素质、创新能力的科学技术人才的需要。,3. 化学是高等教育中不可缺少的基础课程，它覆盖了无机化学、有机化学、物理化学、材料化学、环境化学、生物化学等。,大学普通化学是在高中化学基础上的深入，大学普通化学与中学化学比较，具有理论化、抽象化、概念化、定量化的特点。,第一节 化学反应中的能量关系 1.1基本概念 1.2焓与反应热 重点:1.概念-相、状态与状态函数、热和功、焓、 物质的标准摩尔生成焓f Hm 、反应的标 准摩尔焓变rHm 等。,第一章 化学反应的基本原理,第一节 化学反应中的能量关系 第二节 化学反应的方向,第三节 化学反应进行的程度 -化学平衡 第四节 化学反应速率,2.计算： 分压定律 pB = yB p 热力学第一定律 U = U2 - U1 = Q + W 反应热 QP = r Hm (298K)= vB f Hm (B,物态,298K),第一节 化学反应中的能量关系,化学反应过程必然伴随能量变化，研究化学变化中的能量传递和转换规律的科学领域叫化学热力（chemical thermodynamics)。本节讨论热力学第一定律(first law of thermodynamics)及运用此定律研究化学反应中能量变化，计算各种化学反应的反应热。,1 .1 几个基本概念,1 . 系统、环境 2 . 状态与状态函数 3。 相与相变 4。 气体定律,1. 系统与环境 2. 状态与状态函数 3. 相与相变 4. 气体定律,系统(system) ：被研究的对象,环境(surrounding)：系统以外与系统有关的其他物质,1.系统与环境,系统与环境的概念是相对的，是为了 研究的需要和方便人为划分出来的。,系统与环境示意图,例如，研究结晶硫酸铜的溶解过程时，可将结晶硫酸铜和水溶液作为系统，环境就是三角瓶及瓶外的周围物质,根据系统与环境之间发生物质的质量与能量 的传递情况，系统可分为三种类型：,敞开系统(unclosed system)：系统与环境之间通过界面既有物质的质量传递又有能量的传递； 隔离系统(isolated system)：系统与环境之间既无物质的质量传递又无能量的传递； 封闭系统(closed system)：系统与环境之间通过界面只有能量的传递，没有物质的质量传递。,(a) 敞开系统 (b)封闭系统 (c)隔离系统,状 态 函 数(state function)：系统的状态是用系统的各种热力学宏观性质来 描述的，如温度、压力、体积、热力学能、焓、熵等，这些性质与系统的状态有关，所以也称系统的状态函数。,系 统 的 状 态(state)：系统所处的状况。,2.状 态 与 状 态 函 数,(1) 系统的状态确定，系统的各种性质 即所有的状态函数也都确定，反之亦然。,(2) 当系统的状态发生变化，系统的状 态函数也变化，但不一定所有的状态函,Attention：,数都变化，如等温、等压过程。,(3) 反过来，当系统有一个状态函数发 生变化，系统的状态一定发生变化。,状 态 函 数 的 特 点,1. 系统的状态一定，状态函数有唯一确定的值。,2. 系统的状态变化时，状态函数（Z）的变化量 （ Z）只决定于系统的始态（开始的状态）和终态（变化后的状态），而与变化的途径无关。即, Z = Z（终) Z（始）,3. 系统的状态函数之间有一定的关系。 例如，理想气体系统，其状态函数：体积、压力、温度、物质的量之间的关系可用理想气体方程式表述： pV= nRT 若已知其体积、压力和温度，即可知其物质的量。 .,相(phase)是指系统中物理性质和化学性质完全相同的均匀部分,相与相之间有明确的界面。,图a的气球中只有一种纯气体，显然只一相；图b的气球中充满了空气，虽然空气是由几种气体混合组成的，但是根据气体的特性，各种气体混合后都是均匀分布的，所以气球中任何部分空气的物理性质和化学性质完全相同，该气球内也只有一个相。,(a),(b),3.相与相变,下图给出了两种气球，各气球内有几相?,如下图所示，试管内的物质有几相组成?,因为试管a内的酒精和水互溶，故溶液中任何部分的物理性质和化学性质完全相同；而试管b内，煤油和水互不相溶，致使上下两层液体的物理性质和化学性质完全不相同，而且上下层间有明确的界面隔开，因此上下层液体形成两个相。 但是，如果把液体上方的空气也考虑进去，则试管a中有两相：气相和溶液相；试管b中有三相，分别是水相、煤油相及液体上方的气相。,(a),(b),如图所示的复合材料中有几相?,碳纤维复合材料中有两相。它们分别是碳纤维相和树脂相。,1、 对于系统中的气体来说，无论是纯气体还是混合气体，都是单相系统。 2、对于系统中的液体来说，如果是纯液体或是完全互溶的两种液体所形成的溶液，则为单相系统；如果是互不相溶的几种液体所形成的，则为两相或多相系统。 3、对于系统中的固体来说，不论固体分散得多么细，只要存在相界面，每种固体就是一相。例如：白糖和食盐的混合物是两相。,从上面三个例子中可知：,相变(phase change)是指物质从一相转变成另一相的过程。常见相变类型见下表,4. 气 体 定律,我们常见的气体大都是混合气体，在混合气体中，每一种气体都称为混合气体的一种组分气体(constituent gas)。 组分气体在混合气体中的含量可表示为：,分体积、体积分数、摩尔分数和 气体分压。,分 体 积,N2,O2,分体积(partial volume)（VB）： 相同温度下，组分气体 具有和混合气体相同压力 时所占的体积。,混合气体的体积： V= VB,T、P、V相同,体 积 分 数,体积分数(volume fraction)（B）：组分气体 的分体积与混合气体的体积之比。,B =,B=1,摩 尔 分 数,摩尔分数(mole fraction)（yB）：组分气体的物质 的量与混合气体的物质的量之比。,yB =, yB=1,如果是溶液摩尔分数用xB表示,用理想气体状态方程式推导，在 T、P 不变时可得： yB = =,分压(partial pressure)（PB）：组分气体 占据与混合气体相同体积时对容器所产生的压力。,混合气体的压力： p = PB 理想气体当V、T不变时可知：,气 体 分 压,pB = yB p,yB,分 压 定 律,混合气体的总压力等于各组分气体的 分压之和；组分气体的分压等于该组分气 体的摩尔分数乘以混合气体的总压力。 称道尔顿(J.Dalton, 1766-1844,英） 分压定律。此定律适应于理想气体。,使用分压定律时摩尔分数 yB 有两种方法得到：一是通过摩尔 分数定义；二是通过体积分数。 请同学思考,例1-1,在一容器中含有NH3 、O2和N2的混合气体，已知其中NH3为0.24mol,O2为0.36mol,N2为1.40mol，计算总压力为101.3kPa时各组分气体的分压。 解：,潜 水 员 携 带 的 水 下 呼 吸 器 中，充 有 氧 气 和 氦 气 的 混 合 气 体。在 25C 时，将 1105 Pa 的 46dm3 O2 和 1105 Pa 的 12 dm3 He 填 充 到 体 积 为 5.0 dm3 的 储 罐 中，试 计 算 两 种 气 体 的 分 压 和 混 合 气 体 的 总 压。,例1-2,归纳一下分压的计算： 1. pB = yB p 2. pBv = nBRT 3.恒温下 p1v1 = p2v2 此题2,3都行,解：已知T=(273+25)K=298K .混合前后温度不变. 对同一组分服从 p1v1=p2v2 所以p O2=1105 Pa46dm3 /5.0dm3 =9.2 102 kPa,p He= 1105 Pa12dm3 /5.0dm3 =2.4 102 kPa p=p O2+pHe=(9.2+2.4) 102 kPa=11.6 102 kPa,1.2 焓 变 与 反 应 热,1 . 焓(enthalpy)和 焓变(enthalpy change) 2 . 反 应 热 (reaction heat),1.焓和焓变,热力学能（U）(themodynamic eneryg)： 系统内部能量的总和。,内部能量包括质点运动的动能、分子间势能、分子的转动能、振动能、原子间的键能、电子的能量及核能等。单位是焦耳（J） 。,热力学能是状态函数，无法测定其绝 对值，只能测定其变化值。,热量（Q）(heat)： 由于温度不同在系统和环境 之间传递的能量。单位为焦耳（J） 规定：系统吸热 Q为正值，放热 Q为负值。,功（W）(work)： 除热之外，系统和环境之间 传递的各种能量。单位为焦耳（J） 规定：环境对系统做功W 为正值，反之W 为负值。,热 和 功,如：使气体发生膨胀或压缩，是 做了体积功(volume work)。 功的形式有多种，通常分为体积功和非体积功两大类。 一般化学反应只作体积功， 但也有作非体积功的，如作电功。,Attention：热和功都不是状态函数。,热和功是系统和环境之间传递的能量， 是在系统状态发生变化的过程中，系统和环 境之间传递的能量，二者缺一都不会产生热 和功，所以，热和功不是系统本身具有的宏 观性质。也就是说，热和功不是状态函数。,系统从环境吸热: (Q 0),U1,U2,环境对系统做功: (w 0),热力学第一定律,系统状态变化示意图,（First law of thermodynamics）,根据能量守恒定律(the law of conservation of enery)(热力学第一定律)： U2 = U1 + Q + W 或 U = U2 - U1 = Q + W 此式表明：系统热力学能的变化等于系统吸收的热量加上环境对系统作的功。,(a) 在火箭推进器中燃料燃烧，将化学能转化为热能再转化为火箭运动的动能；(b) 水力发电站中将水的势能转化为电能。,(a),(b),能量转化的两个实例,如果能量状态为U1 的系统吸收热量500J，对环境作功200J后变到能量状态为U2 ，试问系统的能量变化了多少? 解：因为 Q= 500J, W = -200J 所以 U = Q + W =500J-200J=300J 答：系统的内能变化U 为300J。,例1-3,恒 容 过 程,V = 0 W = 0 U = Q + W = QV,式中：QV恒容反应热,上式表明:恒容变化是不做其它功时，系统放出或吸收的热量数值上等于系统热力学能的变化。,若恒压条件系统只作体积功W 时 ， W = Pex (V2 V1 ) = Pex V （负号表示系统对环境作功） 则： U = Q + W = QP - Pex V 式中QP表示恒压反应热,恒 压 过 程,整理上式: QP = U + PexV = ( U2 - U1 ) + pex ( V2 - V1 ) = ( U2 + p2V2 ) - ( U1 + p1V1 ),恒压过程 pex= p1 = p2,焓的定义： U + pV ，符号H， 即 H = U + pV 由于焓是由状态函数组合而得，所以焓也是状 态函数。 可理解为焓是U和pV所代表能量之和。,焓(enthalpy),QP = H2 - H1 = H 此式表明：恒压、系统只作体积功时，反应 热数值上等于系统的焓变。,QP = ( U2 + p2V2 ) - ( U1 + p1V1 ),H = U + pV,对焓的说明： a.焓（H）是状态函数，因为它由U、 P、V组合而得。 b.焓（H）的绝对值无法测定。 c.吸热反应 H0；放热反应 H0。,d.对一定量某物质 H(g) H(l) H(s) H(高温) H(低温) e. H 的量值与物质的量有关,具有加 和性。 f. 对可逆反应 H(逆) = -H(正),2. 反 应 热,（1）热化学方程式 （2）反应进度 （3）盖斯定律 （4）由标准摩尔生成焓计算反应热,（1）热化学方程式,热化学方程式： 注明反应条件（温度、压力、 聚集状态）与反应热 的方程式。 如： 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) r Hm(298K) = - 483. 6 kJmol-1 r Hm (T)为反应的标准摩尔焓变(standard molar enthalpy change of reaction)，其中，下标r表示反应， m表示摩尔，上标表示标准状态。单位为 kJmol-1。,标 准 状 态,压力(对气体） ： p = 100 kPa,浓度（对溶液） ： c = 1 mol dm-3,m = 1mol kg-1,标准状态不包括温度。,r Hm (T)的单位 kJmol-1中的mol是指反应进度 =1mol,（2）反 应 进 度,对于任意反应 a A+bB = cC+dD,可以写成： 0 = - a A - b B + c C + d D 也可以写成：0=B B B ； (-nu) “B” 称为“化学计量数”，即化学式前的“系数”。 根据我国国家标准GB3102.893，反应进度 的定义为： 对于反应：0=BBB来说， d = 积分后得： = nB / B, .,又可以定义为：对于任何配平的化学反应来说，反应中各物质的物质的量的变化量与该物质的化学计量数之比称为反应进度 。 规定： 反应物的化学计量数为负 值(B 0) 。,反应起始时：0=0，= - 0 = = nB / B,反应进行到某一时刻时， nB = B 当反应进度 = 1mol时，nB = B ,即:反应 中各物质的物质的量的变化量在数值上等 于该物质的化学计量数。,说明:1. 反应热r Hm 必须与化学反应式相对应 2. r Hm (kJmol-1 )单位的来历,盖斯定律（hesss law)：反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。它适用于恒压或恒容条件。 小资料：盖斯定律是1840年由瑞士籍俄国化学家盖斯在分析恒压下反应热的实验结果的基础上总结出的一条重要定律。应用该定律可计算一些难于测量或不能测量的反应热。,(3) 盖 斯 定 律,例1-4 反应 C（石墨）+ 1/2 O2(g) = CO(g) 的反应热r Hm,1无法通过实验直接测定，但已知下列条件： C（石墨) + O2(g) = CO2 (g) r Hm,2 (298K) = -393.5 kJmol-1 CO(g) + 1/2O2(g) = CO2 (g) r Hm,3 (298K) = -283.0 kJmol-1,设计下列途径来计算,C(石墨) + O2,CO2,CO+1/2O2,rHm,2(298K),rH m,1(298K),rH m,3(298K),根据盖斯定律： r Hm,2(298K)= r Hm,1(298K)+ r Hm,3(298K) 即r Hm,1(298K)= r Hm,2(298K)- r Hm,3(298K) = -393.5-(-283.0) kJmol-1 = -110.5 kJmol-1,(4)由标准摩尔生成焓计算反应热,在标准状态下由参考态的单质生成单位物质量的物质时反应的焓变称该物质的标准摩尔生成 焓(standar