无机化学（程林）01 化学反应中的质量关系和能量关系

无机化学程林E-mail:lcheng@Tel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

基本内容3.阐明化学反应中的质量关系和能量关系。1.阐述化学中的计量;2.引入化学计量数，反应进度，状态函数,标准态和反应焓变等重要概念;

会应用热化学方程式和物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。

基本要求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1-1化学反应中的计量1-2化学反应中的质量关系1-3化学反应中的能量关系

目录2026/5/1第一节化学反应中的计量第一节化学反应中的计量2026/5/11-1-1相对原子质量和相对分子质量1-1-1相对原子质量和相对分子质量

具有确定质子数和中子数的一类单核粒子称为核素。

元素是具有相同质子数的一类单核粒子的总称。

质子数相等而中子数不等的同一元素的一些原子品种互称为同位素。

自然界中氧就有三种同位素:

16O17O18O含量/%99.7590.0370.204

碳有两种同位素：

12C13C相对含量/%98.8921.1082026/5/11-1-1相对原子质量和相对分子质量相对原子质量(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)=1.0079

Ar(O)=15.9992026/5/11-1-1相对原子质量和相对分子质量相对分子质量(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)=18.0148≈18.01

Mr(NaCl)=58.443≈58.442026/5/11-1-2物质的量及其单位1-1-2物质的量及其单位

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2026/5/1物质的量及其单位1-1-2物质的量及其单位

系统中的物质的量若为１摩尔，表示该系统中所包含的基本单元数与0.012kg12C的原子数目相等。

0.012kg12C

所含的碳原子数目(6.022×1023个)称为阿伏加德罗常数[Avogadro]（NA）。

2026/5/1物质的量及其单位1-1-2物质的量及其单位

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+½O2)表示有4NA个(H2+½O2)的特定组合体，其中含有4NA个氢分子和2NA个氧分子。2026/5/11-1-2物质的量及其单位

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2026/5/11-1-2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=1/5

x(N2)=4mol/(1+4)mol=4/5摩尔分数2026/5/11-1-3摩尔质量和摩尔体积1-1-3摩尔质量和摩尔体积

例如

1molH2的质量为2.02×10-3kgH2的摩尔质量为2.02×10-3kg·mol-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/n

M的单位kg·mol-1或g·mol-12026/5/11-1-3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=0.022414m3·mol-1

=22.414L·mol-1≈22.4L·mol-1摩尔体积某气体物质的体积(V)除以该气体物质的量(n)Vm=V/n2026/5/11-1-4物质的量浓度1-1-4物质的量浓度

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：mol·L-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)=0.1mol·L-1物质的量浓度简称为浓度物质的量浓度(cn)2026/5/11-1-5气体的计量1-1-5气体的计量

理想气体状态方程pV=nRTp——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2026/5/1

理想气体状态方程实际工作中，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。2026/5/1

理想气体状态方程实验测知1mol气体在标准状况下的体积为22.414×10-3m3,则

101.325×103Pa×22.414×10-3m31mol×273.15K=R=pV/nT=8.3144Pa·m3·mol-1·K-1=8.3144J·mol-1·K-12026/5/11-1-5气体的计量

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=ΣpB2026/5/1

理想气体分压定律如组分气体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/V

p=nRT/V将两式相除，得pB

nBp

n＝为组分气体B的摩尔分数nBnpB=pnBn则2026/5/1

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VBnBVn=pB

nBp

n＝而所以pB=

pVBV2026/5/1

体积为10.0L含N2、O2、CO2的混合气体，T=30℃、p=93.3kPa,其中:p(O2)=26.7kPa,CO2的含量为5.00g,试计算N2、CO2分压。解m(CO2)5.00gM(CO2)44.01g·mol-1n(CO2)===0.114molp(CO2)==Pan(CO2)RT0.114×8.314×303.15

V1.00×10-2=2.87×104Pap(N2)=p-p(O2)-p(CO2)=(9.33-2.67-2.87)×104Pa=3.79×104Pa例n

p9.33×104n(O2)p(O2)2.67×104===0.2862026/5/11-1-6化学计量化合物和非计量化合物1-1-6化学计量化合物和非计量化合物

能表明组成化学物质的各元素原子数目之间最简单的整数比关系，因此又称最简式

化学式分子式能表明分子型物质中一个分子所包含的各种元素原子的数目。分子式可能和最简式相同，也可能是最简式的整数倍。例如分子型物质化学式分子式气态氯化铝AlCl3Al2Cl6水H2OH2O对于那些非分子型物质,只能用最简式表示。例如：离子型化合物氯化钠，习惯上以最简式NaCl表示。

2026/5/11-1-6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。例如：一氧化碳中氧与碳质量比恒为4∶3原子比恒为1∶12026/5/11-1-6化学计量化合物和非计量化合物非化学计量化合物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。例如:还原WO3

或加热WO2

与WO3

的混合物，均可制得WO2.92。又如:方铁矿的物相分析发现,在900℃时其组成为FeO1+x(0.09<x<0.19)。2026/5/1第二节化学反应中的质量关系第二节化学反应中的质量关系2026/5/11-2-1应用化学反应方程式的计算1-2-1应用化学反应方程式的计算化学反应方程式：根据质量守恒定律，用元素符号和化学式表示化学变化中质和量关系的式子。如2NaOH+H2SO4→Na2SO4+2H2O配平的化学反应方程式表明反应中各物质的量之比等于其化学式前的系数之比则可从已知反应物的量,计算生成物的理论产量;或从所需产量计算反应物的量。2026/5/11-2-2化学计量数与反应进度1-2-2化学计量数与反应进度化学计量数(ν)化学反应cC+dD=

yY+zZ移项0=-cC-dD+yY+zZ

令-c=νC、-d=νD、y=νY、z=νZ0＝∑BBνB可简化写出化学计量式的通式：得0=νCC+νDD+νYY+νZZ

规定，反应物的化学计量数为负，产物的化学计量数为正。

B——包含在反应中的分子、原子或离子。νB——数字或简分数，称为(物质)B的化学

计量数。2026/5/1例N2+3H2=2NH30=-N2-3H2+2NH3

=ν(N2)N2+ν(H2)H2+ν(NH3)NH3N2、H2、NH3的化学计量数

ν(N2)=-1、ν(H2)=-3、ν(NH3)=2表明反应中每消耗1molN2和3molH2

生成2molNH32026/5/1反应进度0＝∑BBνB对于化学计量方程式dξ=νB-1dnBnB——B的物质的量ξ的单位为molνB——为B的化学计量数改写为dnB=νBdξ开始时ξ0=0、nB(ξ0)积分到ξ时、nB(ξ)得：nB(ξ)-nB(ξ0)=νB(ξ-ξ0)则△nB=νBξ

2026/5/1反应进度△nB=νBξ即任一化学反应各反应物及产物的改变量(△nB)均与反应进度(ξ)及各自的计量系数(νB)有关。对产物B若ξ0＝0、nB(ξ0)＝0则nB

＝νBξ2026/5/1例反应：N2+3H2=2NH3N2、H2、NH3的化学计量数

ν(N2)=-1、ν(H2)=-3、ν(NH3)=2当ξ0＝0时,若有足够量的N2和H2、n(NH3)＝0根据

nB

＝νBξ、ξ＝

nB/νB

n(N2)/mol

n(H2)/mol

n(NH3)/molξ/mol0000--1

-1-321-2-6421212322026/5/1

n(N2)/mol

n(H2)/mol

n(NH3)/molξ/mol0000--1

-1-321-2-642121232对同一化学反应方程式，反应进度(ξ)的值与选用反应式中何种物质的量的变化进行计算无关。例反应：N2+3H2=2NH32026/5/1注意:同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦即νB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ξ=1mol时反应方程式N2+H2=NH3N2+3H2=2NH3

n(N2)/mol--1

n(H2)/mol--3

n(NH3)/mol12121232322026/5/1第三节化学反应中的能量关系第三节化学反应中的能量关系2026/5/1

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。2026/5/1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。2026/5/11-3-1基本概念和术语

1-3-1基本概念和术语

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。体系环境物质能量体系敞开体系封闭体系孤立体系2026/5/1

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物质的量、压力、体积、温度状态函数的特点：(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。2026/5/1

状态和状态函数状态函数的特点：(1)描述体系所处状态的各状态函数之间是有联系的。(2)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。(3)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。理想气体T=280K理想气体T=300K理想气体T=350K△T=350K-300K=50K2026/5/1

功和热热(Q)：体系和环境之间因温度不同而传递或交换的能量的形式。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。体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。功(W)：除了热之外其它传递或交换的能量形式。功体积功:体系体积变化反抗外力所做的功非体积功:除体积功外的功，如电功环境对体系做功，W为正值；体系对环境做功，W为负值。[注意]功和热不是状态函数单位均为J、kJ2026/5/1

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)2026/5/1

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。能量守恒定律——热力学第一定律封闭体系：始态(1)→

终态(2)

U=U2-U1=Q+W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。2026/5/11-3-2反应热和反应焓变

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=-571.66kJ·mol-1H2(g)+

O2(g)→H2O(l)

Qp=-285.83kJ·mol-112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。2026/5/1

恒压反应热和反应焓变等压反应热:

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等压反应热。

有气体参入的反应：

反应始态(1)→反应终态(2)

U=Qp+W

=Qp-p

V等压反应热不等于体系热力学能的变化2026/5/1

反应焓变

U=Qp+W

=Qp-p

VU2-U1=Qp

-

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=Qp2026/5/1

反应焓变

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：Qp>0,

H>0放热反应：Qp<0,

H<0如：2H2(g)+O2(g)

→

2H2O(l)

H＝Qp=-571.66kJ·mol-1

H2(g)

+

O2(g)

→

H2O(l)

H＝

Qp=-285.83kJ·mol-1122026/5/1

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

rHm=-241.82kJ·mol-1H2(g)+

O2(g)

H2O(g)

298.15K100kPa如12表示在298.15K、100kPa下，当反应进度

=1mol时(1molH2(g)与molO2(g)反应，生成1molH2O(g)时)，放出241.82kJ热量。122026/5/1

热化学方程式注意：

1.注明反应的温度、压力等。2.注明各物质的聚集状态。如

rHm=-241.82kJ·mol-1H2(g)+

O2(g)

H2O(g)

298.15K100kPa123.同一反应,反应式系数不同,

rHm不同

。

rHm

=

-483.64kJ·mol-12H2(g)+O2(g)→2H2O(g)

4.正、逆反应的Qp的绝对值相同,符号相反。HgO(s)→Hg(l)+O2(g)

rHm

=90.83kJ·mol-112Hg(l)+O2(g)→HgO(s)

rHm

=-90.83kJ·mol-1122026/5/1

赫斯(Hess)定律在恒温恒压或恒温恒容条件下，体系不做非体积功，则反应热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。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。C(s)+O2(g)

rHmCO(g)+O2(g)12

H1

H2CO2(g)

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。

H1=

rHm-H2=[(-393.51)-(282.98)]kJ·mol-1=-110.53kJ·mol-12026/5/11-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变

1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变

标准(状)态物质标准态气体标准压力(p=100kPa)下纯气体液体固体标准压力(p=100kPa)下纯液体、纯固体、溶液中的溶质标准压力(p)下质量摩尔浓度为1mol·kg-1(近似为1mol·L-1)2026/5/1

标准摩尔生成焓定义：标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质的焓变

(即恒压反应热)。符号：

fHm单位：kJ·mol-12.

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。1.最稳定纯态单质

f