化学反应基础、热效应、方向课件

1、化学反应的基本规律，六对基本物理化学概念的化学反应热效应：能量焓，热力学第一定律的化学反应方向：基准熵，吉布斯自由能热力学第二，三定律的化学反应极限：化学平衡常数，影响因子理查德定理化学反应速度：反应速度，理论，影响因子质量作用规律， 阿雷尼乌斯定律碰撞理论、过渡理论、内容的意义化学热力学一般物理热力学催化剂的化学反应速度、化学平衡的影响、生物催化酶化学生命科学、生物无机化学生物催化剂和仿生催化化剂化学对生命科学的重要作用的典型。 光化学反应生物系光合作用环境中光催化技术化学与生物、环境两个科学的深交。 化学反应的基本规律，基本化学热力学和动力学概念化学反应的热效应：热力学第一定律化学反应的方

2、向：热力学第二，三定律化学反应极限：化学平衡化学反应速度重点：熵、焓、吉布斯自由能概念热力学三定律影响化学平衡和化学反应速度的要素化学平衡计算基础，第一节基本概念， 化学热力学基本概念热力学概念物理化学基本概念哲学基本概念，第一对概念：体系环境体系：被划分的研究对象物质体系，对象。 环境：系统以外的所有部分。 例如，溶液反应、海洋、地球、体系的区分：体系和环境的关系体系分为三种：物质、能量交换？ 分类物质交换能量交换开放系统中是否有封闭系统，开放系统封闭系统孤立系统opentsystemcloessystemsisolatedsystem，第二个基本概念：系统的广度和强度性质热力学系统中，温度

3、、压力、压力密度等宏观性质称为系统的热力学性质(thermodynamicpropertyofsystem )，简称系统性质。 广度特性(容量特性):模与系统中的物质数量成比例地具有加性体积v、质量m、热容量Cp、热力学能量u和焓h等强度特性(Intensiveproperty ) :模是系统自身第三基本概念：状态状态函数状态(State ) :确定系统基本性质的集合状态函数(Statefunction ) :确定系统状态的宏观性质，例如温度、压力、体积、密度、能量、形态等热力学函数： u、h、s 状态函数的特征：“状态的一定值一定，拼命变化等，周期性变化返回零。 并非所有的状态函数都是独立的

4、，也有相互关联的、受限的。 例如，只有p、v、t和n四个是独立的。 (理想气体气体方程式)，第四对基本概念：过程和过程：系统从初始状态到最终状态的变化过程。 总体结果。 路径(Path ) :完成变化已经经过的具体步骤、路径。 具体的个别结果。 过程：恒温过程、定压过程、定容过程、隔热过程等，101.325kPa278K，80kPa278K，80kPa328K，101.328kPa328K，101.325kPa298K，定压过程，恒温，定压，定压恒温过程和路线图，第五对基本概念：当热和工作体系的状态变化时，体系和环境之间必然伴随着能量的交换，其交换形式可以分为“热”和“工作”两种。 热(Hea

5、t ) (符号q ) :系统和环境之间因温度差异而交换或传递的能量。 工作(Work ) (符号w ) :热以外的所有交换和传递的能量热和工作单位采用j和kJ。 注意、*它们的符号：通常站在系统的立场上规定：系统从环境吸热(得到能量)，q为正值的系统向环境散热(能量损失)，q为负值。 环境对系统工作(得到能量)，w为正值系统对环境工作(损失能量)，w为负值。 工作(w )正负符号有与之相反的出版物。*功有不同的形式：体积功(膨胀功) We :热力学中关系最多的功显示出系统通过体积变化与环境交换的功。 非体积功(非膨胀功或正在学习) w :显示体积功以外的功(电气功、表面功等)。 *热和工作不是

6、状态函数：系统只有在状态变化时才能与环境交换能量系统变化时吸收(或释放)热，得到(或给予)工作，这与变化的最终状态和变化经验的路径有关。 在同一初期状态和终期状态之间的同一变化过程中，经验路径不同，热量和功值也不同。 计算在某个变化过程中体系放出或放出的工作和热时，不仅要根据过程的一致状态，而且要根据变化所经历的路径来进行的状态函数明显不同。 第六对基本概念：相与相的界面相(Phase ) :体系中物理和化学性质完全相同的部分。 相接口(接口、接口)是指与相分离的部分。 相与相之间在指定条件下有明确界面的界面两侧受到系统性质飞跃性变化的界面上的原子和分子的力的情况，与相内部不同，在很多情况下，

7、存在残留引力，具有界面能。 系统中存在的界面越多，能量越高，系统越不稳定。 关于铁粉和硫粉、蒸汽、水、冰、油、水、蒸汽、*相这一概念，必须注意以下几点： (1)气体物质：相(气相)、单相系或均匀系。 (2)固态物：除固溶体(固体溶液)以外，各为一相，种类=相数。 多相系或不均匀系。 (3)液态物质：根据其相互溶解的程度，通常为一相(水和醇的混合物)、二相(水和油的混合物)，还有三相共存(水和油和水银的混合物)。 (4)在单相体系中，可能存在气体混合物等多种成分物质的同一物质可能是多相体系(水、水蒸气和冰的三相保存)的凝聚状态不同的物质，也可能不是单相体系(例如油水层的液体体系中有两相)。 七、

8、理想气体状态方程式和分压法则1理想气体状态方程式在理想气体的温度(t )、压力(p )、体积(v )和物质的量(n )之间，pV=nRT是SI制，p的单位是Pa，v的单位是m，t的单位是k，n的单位是mol，摩尔气体常数r的单位和数值是：2，n *理想气体分子间的力极小，可以忽略*理想气体分子本身的占有体积比运动空间极小，可以忽略。 严格意义上的理想气体实际上是不存在的。 实际气体、分子间力主要是引力，在一定条件下接近理想气体条件的温度不太低，压力不太高，可以用理想气体状态方程式来近似p、v、t、n的计算。 3、气体分压规律分压pi？ 某种成分气体在器壁上产生(施加)的压力称为该成分气体的分压

9、pB。 等于该气体单独占有容器时产生的压力。 压力分率B=pB/p=nB/n摩尔分率xB=nB/n=pB/p体积分率B=VB/V=nB/n (恒温定压下)、*气体分压法则：分压与总压力的关系假定容器中有a、b、c。 的双曲正切值。 的双曲正切值。 其他多种气体，P=pA pB pC=pB=nRT/V (总压力等于分压之和) pA=xAP、pB=xBP (其中，xB=nB/n称为摩尔分率) *理想的气体严密一致，实际的气体大致服从，以下的说法正确必须构成单相系统的(b )混合气体的各成分的摩尔分率相等，各成分的物质的量必然相等。(c )分压规律完全适用于高压气体。(d )理想气体状态方程式适用于

10、低温高压气体。 混合气体质量百分比： C4 h10，15 %； C5 h12，30 %； 其馀为c6h 14，298 k时的总压力为101kPa，求出了各气体分压。解：取1kg混合气体考虑，其中含有的C4H10， C5H12和C6H14的物质的量分别是n (C4 h10 )=1000 g15 %/58.1 gmol-1=2.58 molin (C5 h12 )=1000 g30 %/72.1 gmol-1=4.16 molin (c6h 14 )=1000 g15 %/86. 分别为m (c4h 10 )=72.1、m (c4h 10 )=86.1摩尔分数为x (c4h 10 )=2. 58/

11、(2. 584.166.39 )=2. 58/13.13=0. 1965 x (c5h 12 )=4. 16 /。=6. 39/(2. 584. 16.39 )=6. 39/13.13=0. 4867各气体分压分别为p (c4h 10 )=101.3 kpa0. 1965=19.9 kpa p (c5h 12 )=101.3 kpa0. 3168=32.1 kpa； p (c6h 14 )=101.3 kpa0. 4867=49.3 kpa答：2，化学热力学概论，化学热力学2 )化学热力学方法的特征3 )研究化学热力学的意义，1 )化包括化学变化和能量传递、能量交换的关系、发生化学变化的方向等

12、。 物理化学的重要分支。 2 )热力学方法的特征是实验结果的总结和演绎，不考虑实证。 宏观的性质、集合体的行为只是论述，过程与时间的概念(速度、速度)无关，3 )研究化学热力学的意义，化学反应的能量变化：吸热反应(少数)放热反应(多数)与热变化反应物质的化学键的能量变化相关的能量变化分子稳定性、化学键强度等信息转化率、收率、第二节化学反应中的质量保存和能量保存、化学反应中的能量关系解决了两个问题：化学反应中的化学能和其他能量的关系是化学反应自发化学反应的所有变化过程的质量变化实际应用能量变化规律、成本化学反应的质量守恒定律(俄罗斯)，拉瓦兹(法)，孤立系统，无论发生什么样的变化和过程，系统的总

13、质量都不变。 化学反应中物质的质量是保存的。 也就是说，参加反应的全部物质的质量的总和与反应后的生成物的质量的总和相等。 物质不灭法则：品质既不能创造也不能破坏，只能从一种形式变成另一种形式。 化学反应方程式(化学方程式、化学计量式)，B:表示参加化学反应的各种物质，包括反应物和生成物B:物质b的化学计量数(各反应种的化学式前系数)的意思：每进行1mol反应，molB物质就发生变化* :具有正负，测定纲为1的量； 规定：反应物为负的生成物为正整数(包括0 )、点数(化学反应速度详细介绍)、1、热力学能(内)热力学能(内) u系内部能的总和。 构成：分子的平动能、旋转能、分子间势能、电子动能、原

14、子能等。 热力学是一个系统状态函数，对应于系统状态。 因为不知道绝对值，所以可以测量经过中的变化值。 热力学是系统的广泛性质，具有加法性。 二、能量守恒热力学第一定律、二、热力学第一定律能量守恒定律，状态1(U1 )状态2(U2 )、吸收热q，在体系中工作w，表现为U=U2-U1=Q W :能量只能在既不能创造也不能消灭的不同形式之间转换，只能在不同的物质之间传输在生产实践中总结的规律是自然界普遍存在的基本规律。 系统热力学能量的变化必须与环境交换能量(热和功两种形式，其正负值以系统为对象规定)，1、定容量热效应QV和热力学能量在系统变化为定容量的条件下，且必须做其他非膨胀功(W=0，w=we

15、 或者，在恒容条件下，系统的热效应等于热力学能量的变化。 *使用弹性热量计，通过测定定容反应热，可以得到热力学能变u的数值(配位化学)。三、化学反应的热效应(由热力学第一定律解决)，化学反应的热效应q :只进行体积功，如果初始状态和最终状态有相同的温度，则化学反应体系吸收和释放的热，2、定压热效应和焓变化，在我们的实际生产中，很多化学反应都在大气中(大气压，温度) 为了简单研究恒压过程的问题，还需要引入另一个重要的热力学状态函数焓H(Enthalpy )。 焓h化学反应的定压热效应、现在的系统的变化仅在定压、膨胀功(不做其他功，例如电功等)的条件下进行，状态1状态2(T1，V1，U1，p)(T

16、2，V2，U2 )， p ).吸收热q，外部功w在该恒压过程中：系统吸收的热被标记为Qp*系统给予环境的功W=-p(V)=-p(V2-V1)环境给予系统的功W=-p(V)=-p(V2-V1)，根据热力学第一定律u 2 因为=Qp-p(V2-V1)，所以qp=(u2- u1) p (v2- v1)=(u2PV2)-(u1PV1)定义了热力学状态函数焓，H=U pV规则用h表示： Qp=(U2 pV2)-(U1 pV1)=H2-H1=H，焓恒压过程中焓变化值h等于系统的热效应Qp。 在其他的变化过程中不成立，但也不能说焓变化值h为零。 焓表示包含在恒压条件下的系统中的热的能量，具有能量维，且单位为j或kJ。 由于常见的化学反应发生在像大气这样的恒压环境下，焓是极其重要的状态函数。 焓和热力学能一样，其绝对值不能确定。 但是，状态变化时的系统的焓h是已确定的，是被求出的。 焓是系统的广泛性质，其大小与物质的量有关，具有相加性。 (1)在一定量的物质中，即使从固体变成液体或从液体变成气体也必须吸热，因此，如果：H(g)H(l)H(s 许多化学反应是在恒定电压条件下进行的，因为其H=Qp，h比u有实用价值，广泛应用。 过程与焓，三定电压反应热与定容量反应热的关系由焓定义： h=uvpv时： H=U (pV)i )定电压，只是体积功的化学反应，h=uvpv即Qp=Qv pV