沈阳药科大学无机化学教案0.doc

沈阳药科大学无机化学教案 第一章 化学热力学基础 第一节 热力学第一定律 课时安排2学时 一、教学目的 掌握化学热力学中常用术语。 了解化学热力学中基本概念，热力学第一定律。 二、教学重点 1. 教学重点：化学热力学中常用术语。 2. 教学难点：无。 三、教学方法与手段 1. 教学方法：用生活实例进行讲解，化难为易。 2. 教学手段：采用多媒体课件与板书相结合的教学手段，以多媒体教学为主。 四、教学内容 第一章 化学热力学基础 研究化学反应，关键的两个问题是：（1）化学反应能否发生及进行的限度；（2）化学反应进行的快慢。前者属于化学热力学研究的范畴；后者属于化学动力学研究的范畴。 第一节 热力学第一定律 一、基本概念和常用术语 （一）系统和环境 系统：作为研究对象的部分， 环境：系统以外密切相关的部分。 例如，我们要研究杯中的水，则水是系统；水面以上的空气，盛水的杯子，乃至放杯子的桌子等都是环境。 按照系统与环境之间的物质和能量的交换关系，通常将系统分为三类： 1敞开系统：系统与环境之间既有物质交换又有能量交换。 2封闭系统：系统与环境之间没有物质交换只有能量交换。 3孤立系统：系统与环境之间既没有物质交换也没有能量交换。 例如，有一敞口杯中盛满热水，如果选杯内的水为系统，这个系统就是敞开系统。如果将 水放在一个密闭的容器里，得到一个封闭系统。若将水放在一个理想的保温瓶中，则保温瓶中的水就是个孤立系统。 （二）状态和状态函数 状态：由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的存在形式。 状态函数：用以确定系统状态的物理量。 把某理想气体当作系统，其物质的量n1mol，压力p=1.013105 pa，体积v22.4 l，温度t=273 k，这就是一种状态，n、p、v和t就是系统的状态函数。 状态函数的特点：状态函数的改变量只与系统的始态、终态有关，而与变化途径无关。 例如，系统始态的温度为t1，终态的温度为t2，则状态函数t的改变量tt2 t1。 根据描述系统性质的物理量与系统中物质数量的关系，可将系统的性质分为两类： 1广度性质：其数值与系统中所含该物质的量成正比，具有加和性，如体积、质量，物质的量等。 2强度性质：其数值不随系统中物质的数量而变化，不具有加和性。如温度、压力、密度等。 （三）过程和途径 过程：系统状态所发生的一切变化。 在热力学中常见的变化过程有： 1等温过程：在环境温度恒定下，系统始、终态温度相同且等于环境温度的过程。 2等压过程：在环境压力恒定下，系统始、终态压力相同且等于环境压力的过程。 3等容过程：系统的体积保持不变的过程。 4绝热过程：系统与环境之间没有热传递的过程。 途径：完成某一状态变化所经历的具体步骤。 例如，一定量的理想气体由始态（298k，1.00105 pa）变到终态（373 k，1.00106 pa），可以采取下列两种途径，如图： 373k1.00105pa 298k 1.00105pa373k1.00106pa 298k 1.00106 pa 二、热力学第一定律 （一）热和功 热：系统与环境之间因温度不同而交换的能量，用q表示。其不是系统自身的性质，不是状态函数，与变化的途径密切相关。 规定：当系统从环境吸热时，q0；当系统向环境放热时，q0。 功：除了热以外的其它各种被传递的能量，用w表示。其不是系统自身的性质，不是状态函数，与变化的途径密切相关。 规定：当环境对系统做功时，w0；当系统对环境做功时，w0。 功可分为体积功（we）和非体积功（w?）两种。 体积功的求算公式：wepe? v 如图来说明气体反抗外压膨胀时的体积功公式。 用活塞将气体密封在截面积为a的圆筒内，若忽略活塞自身的质量及其与筒壁间的摩擦力， 以活塞上面放置的砝码在上造成的压强代表外压（pe）。则系统在等压（pe）膨胀时所做的功为 wef l 式中f是活塞加于系统的力，l是活塞移动的距离。又因压强pef / a 所以，wepe?a?l，而a?l为系统增加的体积v，故体积功是：wepe? v 例如，恒温时一定量的理想气体从始态（p116105 pa，v11.0 l）膨胀到终态（p21.0105 pa，v216.0 l）可以按两种途径完成： 则一次膨胀到终态，系统对环境做体积功为： we1pev 1.0105 （16.01.0）1.5103（ j） 两次膨胀到终态，系统对环境做体积功为： we22.0105 （8.01.0）1.0105 （16.08.0） 2.2103（j） pe=1.0105pap1=16105pa v1=1.0lp2=1.0105pa v2=16.0l pe p=2.0105pa v=8.0l105pa （二）热力学能 热力学能（内能）：系统内一切能量的总和，用u表示。其是系统的状态函数，是广度性质。理想气体的热力学能只是温度的函数，若t0，则u0。 （三）热力学第一定律 热力学第一定律的实质就是能量守恒。若某系统由状态i变化到状态ii，在这一过程中系统从环境吸收热q，同时环境对系统做功w，用u表示系统热力学能的改变量，则热力学第一定律的数学表达式： u q + w （适用于封闭系统的任何过程） 【例】 在298.15 k及101.325 kpa下， 1mol zn与1mol cuso4反应生成1mol znso4和1mol cu。采用如下两种途径完成这个变化，求每个过程的u。 （1）在烧杯中进行: 系统放热216.7 kj?mol-1，不做功。 （2）组成电池: 系统做电功212.1 kj?mol-1，电池放热4.6 kj?mol-1。 解：（1）在烧杯中进行： u q + w -216.7 + 0 -216.7 （kj?mol-1） （2）组成电池： u q + w （-4.6）+（-212.1）-216.7 （kj?mol-1） 本例题说明，w、q不是状态函数，而u是状态函数。 五、课后思考题或作业： 1 某理想气体，经过等压冷却、等温膨胀、等容升温后回到初始状态。过程中系统做功15 kj，求此过程的q和u。 2 150 g某固体物质（摩尔质量为150 g ? mol-1）在1.00105 pa下熔化成液体，吸收了100 j的热。该物质的固体和液体的密度分别为2.09 g ? cm-3和2.00 g ? cm-3，计算q、w和u。 六、教学参考资料 1王国清无机化学北京：中国医药科技出版社，2008 2宋天佑，程鹏，王杏乔无机化学北京：高等教育出版社，2004 3武汉大学，吉林大学等无机化学第3版北京：高等教育出版社，2001 第二节 化学反应的热效应 课时安排2学时 一、教学目的 掌握纯物质标准生成热（fhm）的定义和化学反应标准焓变（rhm）的计算。 了解盖斯定律。 二、教学重点 1. 教学重点：标准生成热（fhm）的定义和化学反应标准焓变（rhm）的计算。 2. 教学难点：标准生成热（fhm）的定义。 三、教学方法与手段 1. 教学方法：用实例进行讲解，化难为易。 2. 教学手段：采用多媒体课件与板书相结合的教学手段，以多媒体教学为主。 四、教学内容 第二节 化学反应的热效应 热化学：研究化学反应的热效应的学科，它是热力学第一定律在化学过程中的具体应用。 一、反应热 反应的热效应（反应热）：一个化学反应在封闭系统中发生，若非体积功为零，当产物温度与反应物温度相同时，系统所吸收或放出的热。 之所以要强调产物的温度和反应物的温度相同，是为了避免将产物温度改变所引起的热混入到反应热中。只有这样，反应热才真正是化学反应吸收或放出的热。 （一）等容反应热 等容反应热：在等容过程中完成的化学反应的热效应，用qv表示。 u qv + we wepev，而因为等容反应过程的v 0，故we 0，于是 u qv 此式表明，在等容反应过程中，系统吸收或放出的热全部用来改变系统的热力学能。 等容反应热可在弹式量热计中测定。 （二）等压反应热 等压反应热：在等压过程中完成的化学反应的热效应，用qp表示。 u qp+ we 当非体积功为零时，由于体积功wepe v， qp u + pe v 等压过程p 0，p2 p1 pe，上式可变成： qp = u2u1 + p2v2p1v1 （u2 + p2v2）（u1 + p1v1） 令：焓h u + pv ，焓是系统的性质，是状态函数，是广度性质。 qp h 此式表明，在等压反应过程中，等压反应热在数值上等于系统的焓变（h）。 可以推出，理想气体的焓h也只是温度的函数，若t 0，则h 0。 等压反应热可在杯式量热计中测定。 二、hess定律 （一）热化学方程式 热化学方程式：表示出反应热效应的化学方程式。 书写注意： 1要注明反应的温度和压力。 2必须注明物质的状态或晶型，分别用小写的s、l、g表示物质的固态、液态和气态；如为水溶液，用aq表示。 3对于同一化学反应，当反应方程式的化学计量数不同时，该反应的摩尔焓变也不同。例如： $ -571.6 kj?mol-1 （1） 2h2（g）+ o2（g）= 2h2o（l） rhm $ -285.8 kj?mol-1 （2） h2（g）+1/2 o2（g）= h2o（l） rhm 4在相同条件下，正反应和逆反应的摩尔焓变的数值相等，符号相反。 化学热力学的物质标准状态规定： 1. 纯固体或液体，其标准状态是xb= 1,即摩尔分数等于1； 2. 溶液中的溶质b，其标准态是浓度为1 mol?l-1（或1 mol?kg-1）的状态，用符号c$表示；3. 气相物质，其标准态是分压为1105 pa的状态，用符号p$表示。 （二）hess定律 hess定律：对非体积功为零条件下的等容反应或等压反应来说，一个化学反应，不论是一步完成的还是分几步完成的，其热效应总是相同的。 因为在非体积功为零的条件下，对于等容反应，ru qv；对于等压反应，rh qp。而u和h均是状态函数，因此，任一化学反应，不论其反应途径如何，只要始、终态相同，则ru或rh必定相同。 hess定律应用：利用已知的化学反应的热效应来间接求得那些难于测准或无法测量的化学反应的热效应。 【例】 碳和氧生成一氧化碳的反应热不宜由实验直接测得，因为产物不可避免地会含有二氧化碳。若已知： $= -393.5 kj?mol-1 （1）c(s) + o2(g) = co2(g)；rhm （2）co(g)+求反应（3）c(s) + 1$= -283.0kj?mol-1 o2(g) = co2(g)；rhm 2 1$。 o2(g) = co(g) 的rhm2 解：因为 反应（3）= 反应（1）反应（2） c(s) + 1 o2(g) = co(g) 2 所以rhm,3rhm,1rhm,2 = （-393.5 ）（-283.0）= -110.5( kj?mol-1) 三、生成焓 因为多数物质是通过常压下的化学反应生成，所以生成焓也常称作生成热。对于一个化学反应，如果知道反应物和产物的焓值，该反应的rh即可由产物的h减去反应物的h而得到。根据焓的定义hu + pv，因为u的绝对值无法得到，所以焓h的绝对值也无法确定。于是， 人们采用规定相对值的方法去定义物质的焓值，从而求出反应的rh。 （一）标准摩尔生成焓的定义 标准摩尔生成焓：某温度下，由处于标准状态的各种元素的最稳定单质生成标准状态下1 $ mol某纯物质的热效应，用符号fhm表示，其单位为j?mol-1或 kj?mol-1。f表示“生成”，上标 “ $ ”表示物质处于标准态。 $ 显然，最稳定单质的标准摩尔生成焓fhm都为零。 常见物质中，石墨是最稳定单质；白磷是最稳定单质；斜方硫是最稳定单质；o2(g) 是最稳定单质；i2(s) 是最稳定单质；br2(l) 是最稳定单质。 $在298.15 k，c(石墨) + o2(g) = co2(g) ；rhm-393.5 kj?mol-1；c(石墨) 和o2(g)都是 最稳定单质，由它们化合生成1 mol co2(g)的标准摩尔焓变是-393.5 kj?mol-1