化学反应热及化学反应的方向和限度.ppt

第六章,化学反应热及化学反应的 方向和限度,主要内容,6.1 热力学系统和状态函数 6.2 能量守恒和化学反应热 6.3 熵和Gibbs自由能 6.4化学反应的限度和平衡常数,重难点:,焓变、自由能、反应自发性判据,反应进行的快慢、条件、机理,化学反应的现实性,反应能否发生 及反应的限度,化学反应的可能性,化学反应中能量的变化,化学反应速率,化学动力学,化学热力学,重要的理论意义和实际应用,2000K、6万大气压,？条件 反应进行彻底,医学领域：,判断生物体内的许多化学反应能否发生？ 体内物质代谢过程中能量的转化和利用等,化工领域：,二、状态和状态函数,1.状态,2.状态函数（state function）即确定体系 热力学状态的物理量,如：p，V，T，n，（密度），U（热 力学能或内能），H（焓），S （熵），G（自由能）等。,（1）一个体系的某个状态函数的值改变， 该体系的状态就改变了,殊途同归 例：始态 T1 298K 350K T2 终态 520K 410K 途经1 和途经2： T = T2 - T1 =350K 298K = 52K,状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关,状态函数的特征,广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。 强度性质:另一些状态函数，如温度、密度等不具有加和性的 性质。,三、热力学第一定律 系统与环境之间的能量交换有两种方式，一种是热传递，另一种是做功。,热 热（Q）与途径有关，不是状态函数。 规定：系统从环境中吸热：Q 0 （如无机盐溶于水） 系统向环境中放热：Q 0 （如酸碱中和反应）,2. 功 在化学中的功有体积功、电功和表面功等，本章所研究的仅是体积功，不考虑非体积功，以W表示。 功（W）与途径有关，不是状态函数。 规定：环境对系统做功：W 0 系统对环境做功：W 0,体积功的推导,体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做的功。,W = -Fl = -p外Al = -p外V,3. 热力学能（内能） 定义： 指系统内一切能量的总和，以U表示。 U是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。 至今尚无法直接测量，只能测量 U。 U = U2 U1,U = U2 U1 = Q + W,4. 热力学第一定律,系统热力学能的变化量为：,能量守恒,状态I U1,封闭系统：,状态II U2,系统从环境中吸热Q,环境对系统做功W,四、化学反应的热效应和焓 1、化学反应的热效应是指当反应始态与反应终态的温度相同时，化学反应过程中所吸收或放出的热量。化学反应的热效应一般称为反应热，通常考虑恒压反应热Qp。,在恒压、不做非体积功的条件下： W = - pV = - p (V2 V1)，Q = Q P ， U = U2 U1 = Q P - p (V2 V1)， Q P = (U2 + pV2) - (U1 + pV1)， 令 H = U + pV，H是状态函数 则：H = H2 H1 = Q p（恒压反应热）, H = U + pV 是热力学函数; 由于H是状态函数U、p、V的组合，所以焓H也是状态函数。 焓变H ： 吸热反应（endothermic），H 0 放热反应（exothermic）， H 0,2. 焓（enthalpy）,焓变为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差。 H = H2 H1,三、热化学方程式,H + 吸热反应 H - 放热反应,1.定义：表示化学反应与反应热关系的方程式称为热化学方程式。例：,（一） 热化学方程式,“r ” 代表化学反应（reaction） “m” 代表1 摩尔进度反应,“” 代表热力学标准态,（298）代表热力学温度（K）,H2(g) + O2(g) = H2O(l),物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物质的状态。,气体：,溶液：,固体和 纯液体：,T, p p = 100 kPa,溶质B, bB = b = 1 molkg-1 或 cB = c = 1 molL-1,T, p下，纯物质,2. 热化学方程式的书写要求, 要注明反应的温度和压力, 要注明物质的状态 固体s (solid） 液体 l ( liquid） 气体 g (gas） 水溶液aq (aqueous solution）, 反应热与计量系数有关,H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g),H2(g) + Cl2(g) = HCl(g),(4)正逆反应的反应热的数值相等而符号相反。,四、HeSS定律和反应热的计算,不管化学反应是一步完成的，还是分几步完成的， 该反应的热效应相同。,（一） 由已知的热化学方程式计算反应热,一个反应若能分解成2步或几步实现，则总反应的H等于各分步反应H值之和。 例如： (1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) = -393.5 kJ/mol (2) CO(g) + O2(g) = CO2(g) = -283.0 kJ/mol (3) C(石墨) + O2(g) = CO(g) = ? 反应 (3) = 反应(1) 反应(2) = = -110.5 kJ/mol,rHHB HA,H绝对值不可测,定义物质的焓值：即规定稳定单质的焓值为0，各化合物以单质为参照物得到相对焓值（生成焓），利用这些相对焓值求各反应的焓变,即rHHB HA= HB（相对） HA （相对）,（二） 由标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation）计算反应热,fHm (T ) = 0 kJmol-1,例如： C（s,石墨） 的fHm 为0,处于标态下的各元素所指定最稳定单质的标准生成焓为0,标准摩尔生成焓（热）,根据Hess定律,=,(产物),-,(反应物),解：CH4(g)+ 2O2(g) = CO2(g)+ 2H2O(l) 查 -74.89 0 -393.5 -285.8 kJ.mol-1,2. 查出数据后计算时要乘以反应方程式中物质的系数。,3. 近似认为rHm(T) rHm(298.15),注意,在热化学标准状态下，1mol某物质完 全燃烧时的标准摩尔反应焓称为该物质的标准摩 尔燃烧热。,标准摩尔燃烧热（standard molar heat of combustion ）,(三) 由标准摩尔燃烧热计算反应热,下标：c 燃烧 m 1mol,单位： kJmol-1,完全燃烧：物质中的H、C、S、N、Cl经燃烧后其 产物是H2O(l)、CO2(g)、N 2(g)、SO2(g)、HCl(aq),例 C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) 解 ： 1411 -286 -1560 kJ.mol-1,标准摩尔燃烧焓:以燃烧终产物为参照物的相对值,标准摩尔生成焓:以各种单质为参照物的相对值,二者既有区别又有联系,例如:,H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l),则rHm= fHm(H2O,l)= -285.8kJ/mol rHm= cHm(H2,g)= -285.8kJ/mol,1m