工科大学化学第一章课件.ppt

工科大学化学,主编：徐崇泉强亮生,海洋学院基础化学学部潘建新5687037(办)(E楼404),1.笔试70分2.实验20分注：实验共六个实验,要求在实验前写好预习报告，实验后作好实验报告，实验课不可缺席，缺一个实验在总成绩上扣20分。3.课堂出勤与作业10分,本课程的考查办法,绪论,化学的研究对象化学是研究化学反应的学科。要研究化学反应，必须在原子，分子水平上研究参与反应的物质的组成，结构，性能，变化规律，以及变化过程中的能量关系等。,绪论,化学研究的主要内容基础理论部分：主要包括化学热力学、动力学和物质结构。化学反应的方向和限度及变化中的能量效应；化学反应进行的速度和机理问题；物质的性质与其结构之间的关系问题。应用部分：主要包括元素、化合物以及化学与能源、材料、生命、环境和信息等。实验部分：主要包括验证、合成、分析检测等。,化学与社会进步和现代高科技的发展,化学与生活化学与材料化学与能源化学与信息化学与生命化学与环境,THEMOSTIMPORTANTPROGRESSESMADEINSCIENCEANDTECHNOLOGYDURINGTHE20THCENTENARY,Lasertechnology（激光技术）Semiconductor（半导体）Computer（计算机）Biotechnology（生物技术）Nucleartechnology（核技术）Aerospacetechnology（航空航天技术）,ThescientificICONSofthetwentiethcenturyweretheatomicbombandthegeneticcode20世纪科学发展的标志是原子弹的发现和遗传密码的破解,实际上，六大重大进展中缺少任何一项，人类照样能够生存。但如果缺少了化学合成技术（ChemicalSyntheticTechnology），人类的生存和发展将是难以想象的。,昔日的饥饿与今天的丰收景象形成鲜明的对照,2005年世界粮食计划署总干事莫里斯提醒人们：截止到世界粮食日（10月16日），全世界今年已有6,241,512人死于饥饿和饥饿引起的疾病。在近几十年的进步之后，长期处于饥饿状态之中的人口总数又在攀升了。,当今世界上有1/3的粮食产量直接来源于施用化学肥料所导致的增产。这意味着，如果没有化肥工业，在20世纪，全世界有20亿人会因饥饿而丧生！,1909年，德国化学家哈伯成功地建立了每小时能产生80克氨的装置，他也因此获得了1918年的诺贝尔化学奖。,科学天才与战争魔鬼-弗里茨哈伯,现代化学战的始作俑者”,化学农药在防治病虫害，保护人类生存环境中发挥重要作用。,化学纤维,化学合成药物的发展，使得许多不治之症得以治愈，使人们的寿命延长了将近1倍，并大大改善了人类的生存质量。,很显然：在过去的100多年里，化学，特别是合成化学的发展为人类的生存、生存质量的改善做出了其它六大科学技术进步所无法比拟的贡献。由此可见，化学合成技术的发展和完善是化学科学工作者在20世纪对人类做出的最大贡献，也是在20世纪最伟大的科学技术进展。,化学学科的声誉在恶化恐怖威胁环境污染化学武器,第一章化学反应热Chemicalreactionheat,1.1基本概念,1.1.1系统和环境系统(system)：被研究的对象。系统可以是具体的，也可是假想的；可以是具有边界的，也可以是不具有边界的。环境(surroundings)：系统以外与其密切相关的部分。按系统和环境之间物质和能量的交换情况（1）敞开系统(opensystem)既有物质又有能量交换（2）封闭系统(closedsystem)：无物质交换，但可有能量交换（3）孤立系统(isolatedsystem)：无物质交换，无能量交换,图1.系统与环境示意图,1.1.2状态与状态函数（statefunction)系统的状态(state)：系统宏观性质（例如：压力、温度、体积、能量、密度、组成等）的综合表现。系统某宏观性质变化，系统的状态也发生变化。状态函数：用来描述系统状态的物理量，称为系统的性质。是状态的单值函数，又称为状态函数。,1.1.2状态与状态函数（statefunction)状态函数的特点：(1)状态一定，状态函数的值一定。(2)它的变化值只与系统的始态和终态有关，与变化途径无关。,1.2热力学第一定律,能量守恒定律：在任何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，且转化过程中能量的总值不变。内能：系统内部能量的总称（分子的平动能、转动能、振动能、电子运动能及原子核内的能量以及系统内部分子与分子间的相互作用能等）。内能是状态函数：其绝对值难以测定，但系统内能的变化可以通过系统与环境间的热和功确定。,系统发生状态变化,InternalenergyU1,InternalenergyU2,state1,state2,Heat(Q),Work(W),热力学第一定律（Firstlawofthermodynamics）,U=U2-U1=Q+W,U=U2-U1=Q+W,几点说明：（1）U是状态函数，与变化途径无关。Q、W不是状态函数，与变化途径有关。（2）热Q，系统吸热时为正，系统放热时为负。（3）功W，环境向系统做功为正，系统向环境做功为负。（4）热力学功有体积功（膨胀功）和非体积功（有用功）式，此处只讨论体积功。W体=-peV(5)热和功是系统和环境能量交换的两种不同形式。化学反应一般都伴有反应热。,1.3化学反应的热效应,化学反应热：是指系统不做非体积功（只做体积功即膨胀功时）的条件下，当生成物与反应物温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量。分为等容反应热和等压反应热。,1.3.1等容反应热QV,W=W体+W有等容，V=0，W体=0而W有=0则U=Qv,系统内能的变化在数值上等于等容反应热。,U=U2-U1=Q+W,1.3.2等压反应热Qp,H系统的焓(Enthalpy)，状态函数H反应过程中系统的焓的变化，其值与等压反应热相同,令,U=U2-U1=Qp+W=Qp-p(V2-V1)则Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1),则,1.3.3赫斯定律(HesssLaw),赫斯定律：总反应的热效应只与反应的始态和终态有关，等于其所有分步反应热效应的总和。,说明：（1）使用条件：等压或等容条件下的化学反应，因为H=Qp，U=QV，所以可见赫斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的体现。（2）可利用赫斯定律来设计不同的途径来求算需要的热效应。,例1.在恒定温度T及压力P及无非体积功的条件下，C燃烧生成CO2和CO，求C(s)+O2(g)生成CO(g)的反应热。(1)C(s)+O2(g)CO2(g)rHm,1=393.51kJmol1(2)CO(g)+1/2O2(g)CO2(g)rHm,2=282.98kJmol1(3)C(s)+1/2O2(g)CO(g)rHm,3=？,InitialstateC(s)+O2(g),FinalstateCO2(g),CO(g)+1/2O2(g),rHm,1=rHm,2rHm,3,rHm,3=rHm,1rHm,2,（3）始态和终态：要说明系统所处的T和P，反应物和生成物的量及聚集状态等。,1.3.4热力学标准态(standardstate),某一温度下，化学反应中各物质处于标准态时的摩尔焓变，称为标准摩尔反应焓变。rHm,2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)rHm(298.15K)=571.66kJmol1,标准状态：气体：T、p=p=100kPa的纯理想气体；液、固体：T、p下的纯物质；溶液：T、c=c=1molL-1,rHm与反应式的写法有关，还与参与反应的各物质的聚集状态有关。,1.3.5化学反应标准摩尔焓变,1.标准摩尔生成焓：在一定温度和标准状态下，由最稳定单质生成单位物质的量（1mol物质）的纯物质时的反应的焓变。,注意：各物质的聚集状态,水合离子的标准生成焓：定义298.15K时，1molL-1水合H离子的标准生成焓值等于零，可确定其他离子的相对生成焓。,最稳定单质的=0,最稳定单质：H:H2(g)N:N2(g)C:石墨Br:Br2(l)P:白磷Hg:Hg(l)O:O2(g)S:斜方硫,2.化学反应标准摩尔焓变的计算,Reaction:,reaction:aA+fF=gG+dD,vB：为相应的化学计量数，反应物取，生成物取。,例1.4，1.5，1.6见教材P14-15反应热的测量实验测定,计算化学反应热时应注意：,（1）必须注明参与反应物质的状态（g,l,s,aq）和晶型。（2）焓（H）与物质的量成正比，所以必须注意反应式中的化学计量数g,d,a,b的配平。（3）有的生成热是吸热，有的是放热，正负号不可忽略。rHm(正向反应)=rHm(逆向反应)（4）其它温度时，可用298.15K的近似计算。,1.3.6反应进度,aA+fF=gG+dD,上式可写成以下通式：0=BvBB，B表示包含在反应中的分子、原子或离子vB相应的化学计量数，反应物取-，生成物取+对上述反应，定义反应进度,式中：nBB的物质的量单位mol反应进度，量度化学