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1、无机化学第一章第二节第1页，本讲稿共25页2一、化学反应的质量守恒定律一、化学反应的质量守恒定律 在化学反应中，物质的质量是守恒的。即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。第2页，本讲稿共25页31、热力学能（内能）热力学能（内能）体系内部能量的总和。构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。是一种热力学状态函数无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。二、二、能量守恒能量守恒热力学第一定律热力学第一定律第3页，本讲稿共25页42、热力学第一定律能量守恒定律 表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。状态1（U1）状态2（U2）吸收热量Q
2、 对体系做功WU=U2-U1=Q+W 热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。第4页，本讲稿共25页51、恒容热效应与热力学能变 如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（W=0，则：W=We+W=0）此时：U=Q+W=QV 即：热力学能变等于恒容热效应恒容热效应。或说：在恒容的条件下，体系的热效应等于热力学能的变化。*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变U的数值.三、三、化学反应的热效应化学反应的热效应第5页，本讲稿共25页62、恒压热效应与焓变 在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个
3、大气压，103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数焓。第6页，本讲稿共25页7 焓变化学反应的恒压热效应现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的 状态 1 状态2（T1,V1,U1,p）（T2,V2,U2,p）吸收热量Q对外做功W在此恒压过程中：*体系吸收的热量记作 Qp*体系对环境所做的功 p(V)=p(V2-V1)因此，环境对体系所做的功：W=-p(V)=-p(V2-V1)第7页，本讲稿共25页8于是根据热力学第一定律，有如下的关系：U2-U1=U=Q+
4、W =Qp-p(V)=Qp-p(V2-V1)所以：Qp=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)定义热力学状态函数 焓，以H表示 H=U+pV 则：Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H第8页，本讲稿共25页9重点理解焓H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。焓变值H等于体系在恒压过程中的热效应Qp。在其他类型的变化过程中，焓变值H不等于热效应，但并非说，焓变值H为零。焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是J 或 kJ。因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状
5、态函数。焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变H却是确定的，而且是可求的。焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。第9页，本讲稿共25页10(1)对于一定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热，所以有:H(g)H(l)H(s)(2)当某一过程或反应逆向进行时，其H要改变符号即：H（正）=-H（逆）(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热Qp可由下式求出：Qp=H=H生成物-H反应物 （在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）H0为吸热反应，H0为放热反应。由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其H=Qp，即为恒压反应热。所以
6、焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。过程与焓第10页，本讲稿共25页113恒压反应热与恒容反应热的关系由焓的定义：H=U+pV 则：H=U+(pV)i)对于恒压、只作体积功的化学反应，有：H=U+pV 即：Qp=Qv+pV ii)对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，故有：Qp Qv iii)对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，则有：Qp=Qv+n（RT）式中n为生成物的量与反应物的量之差。第11页，本讲稿共25页12四、四、盖斯定律与反应热的计算盖斯定律与反应热的计算 1反应进度和热化学方程式 i)什么是“化学反应的进度”？描述化学反应的进行程度的物理量。在反应
7、的某一阶段中，某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。单位：mol 用希腊字母表示。第12页，本讲稿共25页13对于任一化学反应，有质量守恒定律：0BB，例如下列给定反应：d D+e E=g G+h H 通式为：式中nB()和nB(0)分别表示反应进度为和0时，B物质的量(mol)。注意：反应物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值。第13页，本讲稿共25页14举例说明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0 s (mol)3.0 1.0 0.0 t=0.1 s(mol)1.5 0.5 1.0以H2计算反应进度 =nH2/H2 =(1.5-3.0)mol/-3=0.5 mol
8、以N2计算反应进度 =nN2/N2 =(0.5-1.0)mol/-1=0.5 mol以NH3计算反应进度 =nNH3/NH3 =(1.0-0.0)mol/2=0.5 mol第14页，本讲稿共25页15 ii)热力学标准态 对于以上所说的“焓变等于恒压热效应”，“恒压”恒在什么压力之下，其反应的热效应是不一样的，因为不同的压力之下，体系所做的膨胀功不同，因而恒压热效应焓变值也有所不同。因此热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为“计算、比较的标准”，这一标准即称做热热力学标准状态力学标准状态。第15页，本讲稿共25页16 IUPAC规定：100 kPa为标准压力，以p表示之，处于标准压力
9、之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。纯气体（理想气体）：p=p =100 kPa 混合气体：pi=p=100 kPa (pi 某组分气体的分压力)理想溶液：p=p =100 kPa，c=c=1.0 mol/dm3 (c标准浓度)第16页，本讲稿共25页17注意事项：上述标准状态并未指定温度，即：H2（100 kpa,298K）是标准状态，H2（100 kpa,200K）也是标准状态。IUPAC推荐298.15K作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是298.15K，其他温度则须指明，用（T）表示。第17页，本讲稿共25页1
10、8 iii)化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变 和热化学方程式 在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）都处于热力学标准状态（p=p=100 kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号rH表示之。例如：1.5 H2(g)+0.5 N2(g)=NH3(g)rH =-46.11 kJ第18页，本讲稿共25页19 但是：化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。规定：化学反应进度=1时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号rHm表示之。标准摩尔焓变的意义是：单位化学反应进度化学反应的标准焓变。rHm
11、=rH/例如：3 H2+N2=2 NH3(气体)rHm=92.22 KJ/mol注意：如果将3 mol H2 和 1 mol N2反应时，其Qp是否是此数值？不是！第19页，本讲稿共25页20 热化学方程式 表示出了化学反应过程中热效应的 化学反应计量方程式称为热化学方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15K时有：1)H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l)rHm=-285.8 kJmol-12)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)rHm=-571.6 kJmol-13)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)rHm=-393.5 kJmol-1第20页
12、，本讲稿共25页212、物质的标准摩尔生成焓定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol 某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号rHm 表示之。注意要点：最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。什么是最稳定单质？举例说明：C（石墨）、I2（固体）是指生成1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。第21页，本讲稿共25页223、盖斯定律 俄国化学家G.H.Hess对化学反应的数据进行总结（1840）指出：不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。例如：C CO2 COO2 O2 O2 rH1rH2rHrH =rH1+rH2第22页，本讲稿共25页23 盖斯
13、定律是热力学定律的必然结果 由于焓是状态函数，所以只要始态和终态相同，焓变必然相同。今天我们看来非常简单，但却有重要的使用意义。因为可以用它来确定不易测量的一些化学反应的标准焓变。第23页，本讲稿共25页244、化学反应热的计算 参考单质（最稳定态）反应物生成物i fHm(生成物）=j fHm(反应物）+rHm 即：rHm =i fHm(生成物）-j fHm(反应物）j fHm(反应物）i fHm(生成物）rHm 第24页，本讲稿共25页25 根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变rHm，等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。rHm =i fHm(生成物）-j fHm(反应物）例题：p 15 例1-2 第25页，本讲稿共25页