第一章-化学反应中的质量关系和能量关系

第一章化学反应中的质量关系和能量关系,无机化学,1.巩固高中化学的一些基本概念和计量观念2.了解化学计量数、反应进度、体系和环境、状态函数及热、功和热力学能的基本概念和常用术语3.熟悉化学反应中的能量关系4.掌握热化学方程式的正确书写5.掌握运用赫斯定律和标准生成焓计算化学反应的反应热,教学要点：,第一章化学反应中的质量关系和能量关系,第一节化学反应中的计量,无机化学,元素是具有相同质子数的一类单核粒子的总称。,相对原子质量(Ar)被定义为元素的平均原子质量与核素12C原子质量的1/12之比，以往被称为原子量。例如：Ar(H)=1.0079Ar(O)=15.999,相对分子质量(Mr)被定义为物质的分子或特定单元的平均质量与核素12C原子质量的1/12之比.(以前被称为分子量)例如：Mr(H2O)=18.014818.01Mr(NaCl)=58.44358.44,是用于计量指定的微观基本单元(如分子、原子、离子、电子等微观粒子)或其特定组合的一个物理量。符号为n单位为摩尔（mole）、mol,物质的量,系统中的物质的量若为mol，表示该系统中所包含的基本单元数0.012kg12C的原子数目相等。0.012kg12C所含的碳原子数目(6.0221023个)称为阿伏加德罗常数Avogadro（NA）。,1molH2表示有NA个氢分子2molC表示有2NA个碳原子3molNa+表示有3NA个钠离子4mol(H2+O2)表示有4NA个(H2+O2)的特定组合体，其中含有4NA个氢分子和2NA个氧分子。,在使用摩尔这个单位时，一定要指明基本单位(以化学式表示)否则示意不明。,例如:笼统说“1mol氢”难以断定是指1mol氢分子还是指1mol氢原子或1mol氢离子,1.1.2物质的量及其单位,在混合物中，B的物质的量(nB)与混合物的物质的量(n)之比，称为组分B的物质的量分数(xB)，又称B的摩尔分数。,如含1molO2和4molN2的混合气体中,O2和N2的摩尔分数分别为：x(O2)=1mol/(1+4)mol=1/5x(N2)=4mol/(1+4)mol=4/5,摩尔分数,1.1.2物质的量及其单位,例如1molH2的质量为2.0210-3kgH2的摩尔质量为2.0210-3kgmol-1,摩尔质量,某物质的质量(m)除以该物质的物质的量(n)M=m/nM的单位kgmol-1或gmol-1,1.1.3摩尔质量和摩尔体积,例如在标准状况(STP)(273.15K及101.325kPa下)，任何理想气体的摩尔体积为：Vm,273.15K=0.022414m3mol-1=22.414Lmol-122.4Lmol-1,某气体物质的体积(V)除以该气体物质的量(n)Vm=V/n,摩尔体积,1.1.3摩尔质量和摩尔体积,混合物中某物质B的物质的量(nB)除以混合物的体积(V):cB=nB/V,对溶液来说，即1L溶液中所含溶质B的物质的量。单位：摩(尔)每升单位符号：molL-1,例如若1L的NaOH溶液中含有0.1mol的NaOH，其浓度可表示为：c(NaOH)=0.1molL-1物质的量浓度简称为浓度,物质的量浓度(cn),1.1.4物质的量浓度,理想气体状态方程,pV=nRT,p气体的压力，单位为帕(Pa)V体积，单位为立方米(m3)n物质的量，单位为摩(mol)T热力学温度，单位为“开”(K)R摩尔气体常数，单位不同，数值不同8.3144Jmol-1K-1,实际工作中，当压力不太高、温度不太低的情况下，气体分子间的距离大，分子本身的体积和分子间的作用力均可忽略，气体的压力、体积、温度以及物质的量之间的关系可近似地用理想气体状态方程来描述。,理想气体状态方程,理想气体分压定律,气体的分压(pB)气体混合物中，某一组分气体B对器壁所施加的压力。,即等于相同温度下该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。,道尔顿分压定律混合气体的总压力等于各组分气体的分压之和。p=pB,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/Vp=nRT/V,理想气体分压定律,同温同压下,气态物质的量与其体积成正比则,而所以,pB=p,VBV,p(N2)=p-p(O2)-p(CO2)=(9.33-2.67-2.87)104Pa=3.79104Pa,例,1.1.6化学计量化合物和非计量化合物,化学计量化合物,具有确定组成且各种元素的原子互成简单整数比的化合物，这类化合物又称整比化合物或道尔顿体。,组成可在一个较小范围内变动，而又保持基本结构不变的化合物，这类化合物偏离了原子互为整数比的关系，又称为非整比化合物或贝多莱体。,非化学计量化合物,第一章化学反应中的质量关系和能量关系,第二节化学反应中的质量关系,原理：质量守恒定律,1.2.1应用化学反应方程式的计算,1.化学计量数(),化学反应cC+dD=yY+zZ移项0=-cC-dD+yY+zZ令-c=C，-d=D，y=Y，z=Z,1.2.1化学计量数与化学进度,简化写出化学计量式的通式：,0BBB,B包含在反应中的分子、原子或离子B数字或简分数，称为(物质)B的化学计量数,称B为化学计量式中B的计量数。,规定：对于反应物，B为负值；B对于生成物为正值,1.化学计量数(),N2+3H2=2NH3,0=N23H2+2NH3=(N2)N2+(H2)H2+(NH3)NH3,N2、H2、NH3的化学计量数(N2)=-1，(H2)=-3，(NH3)=2表明反应中每消耗1molN2和3molH2,生成2molNH3,例,2.反应进度,对于化学计量方程式,若定义,表示物质变化量除以相应的化学计量系数，SI单位：mol。,称为反应进度,反应开始时，0=0，则,对于生成物,反应进度-,对同一化学反应方程式，反应进度()的值与选用反应式中何种物质的量的变化进行计算无关。,例,*注意*,同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦即B不同）相同反应进度时对应各物质的量的变化会有区别。,例如：当=1mol时,例,第一章化学反应中的质量关系和能量关系,无机化学,作业：习题：P24-1，6，8,上节回顾,道尔顿分压定律p=pB化学计量数3.反应进度同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦即B不同）相同反应进度时对应各物质的量的变化(n)会有区别。,第一章化学反应中的质量关系和能量关系,第三节化学反应中的能量关系,2H2(g)+O2(g)2H2O(l)Qp=-571.66kJmol-1,吸热,放热,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。前者需要吸收能量,后者则会释放能量。因此，化学反应过程往往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。,化学反应过程往往伴随有能量的吸收或释放,热力学：研究能量互相转换规律的一门科学化学热力学：利用热力学规律研究化学变化,热力学定律：热力学第一定律：能量守恒定律变化中的热效应热力学第二定律：dSQ/T变化的方向和限度热力学第三定律：规定熵热力学第零定律：热平衡互通性定义温度,1.3.1基本概念和术语,1.体系和环境,体系:所需研究的那部分物质或空间。,环境:体系之外与体系有一定联系的其它物质或空间。,封闭体系,敞开体系,孤立体系,1.体系和环境,2.状态和状态函数,状态函数：能表征体系特性的宏观性质称为状态函数,如n,p,V,T,U,H,S,G,(1)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。(2)体系状态发生变化时,各状态函数的改变量，只与始态和终态有关,与变化的途径无关。(3)描述体系所处状态的各状态函数之间往往是有联系的。pV=nRT,始态,p1=1.01105PaT1=298K,恒温过程,p2=2.02105PaT1=298K,恒压过程,p2=2.02105PaT2=398K,终态,恒压过程,p1=1.01105PaT2=398K,恒温过程,3.功和热,功和热是体系的状态发生变化时，体系和环境传递或交换能量的两种形式。非功即热,体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。,环境对体系做功，W为正值；体系对环境做功，W为负值。,注意功和热的数值以体系得失能量为准功和热不是状态函数单位均为J、kJ,4.热力学能(以往称内能),热力学能(U)体系内部能量的总和。,包括体系内分子的内动能、分子间相互作用能、分子内部能量，但不包括体系整体运动的动能和在外力场中的位能。,由于体系内部质点的运动及相互作用很复杂，所以体系热力学能的绝对值无法测知。,单位J、kJ,是状态函数U=U(终态)-U(始态),在任何变化过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，能量总值不变。,5.能量守恒定律热力学第一定律,封闭体系：始态(1)终态(2),热力学能的变化等于体系从环境吸收的热量加上环境对体系所做的功。,1.3.2反应热和反应焓变,化学反应时，如果体系不做非体积功，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。,如：2H2(g)+O2(g)2H2O(l)Qp=-571.66kJmol-1H2(g)+O2(g)H2O(l)Qp=-285.83kJmol-1,通常,反应热的数值为反应进度=1mol(即发生1摩尔反应)时的反应热。,1.恒压反应热和反应焓变,恒压反应热(Qp):化学反应在恒温恒压条件下进行，如果体系不做非体积功，此时的反应热称为该反应的恒压反应热。,有气体参与的反应：反应始态(1)反应终态(2),U=Qp+W=Qp-pV,恒压反应热不等于体系热力学能的变化,U=Qp+WU2-U1=Qp-pVQp=(U2-U1)-p(V2-V1)Qp=(U2+pV2)(U1+pV1),焓:H=U+pV,说明：（1）H无明确物理意义（2）H是状态函数（3）单位J、kJ（4）绝对值无法测知,H=H2-H1=Qp,H=H2-H1=Qp,化学反应在封闭体系中、恒压条件下进行，如果体系不做非体积功：,化学反应的焓变等于恒压反应热,吸热反应：Qp0,H0放热反应：Qp0,H0,2.热化学方程式,表示化学反应与热效应关系的方程式,rHm摩尔反应焓变,注意：1.注明反应的温度、压力等。,2.注明各物质的聚集状态。s,l,g,3.赫斯(Hess)定律,即化学反应的焓变只取决于反应的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。,rHm=H1+H2,应用赫斯定律不仅可计算某些恒压反应热，而且可计算难以或无法用实验测定的反应热。,总反应的反应热等于各步反应的反应热之和,1.3.3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变,1.标准(状)态,*标准态与标准状况的区别,2.标准摩尔生成焓fHm,2.fHm代数值越小,化合物越稳定。,3.必须注明温度，若为298.15K时可省略。温度对焓变的影响较小,1.最稳定纯态单质fHm=0,如fHm(石墨)=0。,rHm=1.895kJmol-1,fHm(金刚石）=fHm+fHm(石墨)=1.895kJmol-1,3.标准摩尔反应焓变的计算,化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓的总和。