化学反应基本规律-2

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1、第一章化学反应基本规律二9/9/2021第二节化学反应中的能量关系一.化学热力学的基本概念1.化学热力学的研究内容及方法特点热力学是研究热和其它形式能量间的转换规律的学科.化学热力学是运用热力学的基本原理来研究化学现象以及与化学变化有关的物理现象,探索化学变化与能量传递,能量交换间的关系及其变化规律,并用以判断化学变化的发生与方向.9/9/2021作为研究对象的那一部分物质；体系之外的部分。2.体系和环境：体系:环境：9/9/2021封闭体系三种热力学体系：孤立体系孤立体系是一种科学的抽象,对于科学研究有重要意义.敞开体系9/9/20213.状态与状态函数体系的状态是指描述该体系的性质的综

2、合。(1)对一体系，各种性质都有确定数值，该体系的状态便被确定；反之，当体系状态已确定时，该体系的各种性质也必都有确定的值。表示体系性质的物理量X称状态函数。9/9/2021(2)在体系状态变化时，状态函数的改变量只与体系的始、末态有关而与过程无关。途径1途径2即：X=X2-X19/9/20214.过程与途径过程:当体系的状态发生变化时,从始态到终态的变化经过.途径:完成这样一个变化所经历的具体步骤,或完成变化的路线.热力学的基本过程有:恒温过程,恒压过程,恒容过程,绝热过程等.9/9/2021二.热力学能与热力学第一定律即能量守恒定律：“在任何过程中，能量既不能创造，也不能消灭，只能从

3、一种形式转化为另一种形式。”须进一步了解几个概念：热和功、热力学能、热力学第一定律9/9/20211热与功符号：Q，单位：J或kJ；Q不是状态函数；体系吸热：Q>0；体系放热：Q<0热力学中将能量交换形式分为热和功。热是体系与环境因温度不同而传递的能量。9/9/2021体系与环境交换能量的另一种形式—功功分为：体积功W(W=PΔV)；非体积功W′。单位：J或kJ。W不是状态函数；体系对环境作功:W>0；环境对体系作功:W<0。9/9/20212热力学能符号：U，单位：kJmol-1。U是状态函数；无绝对数值；其值与n成正比。包括分子平动能、分子振动能、分子转动能、电子运动能、核能等即内能

4、—系统内部能量的总和。9/9/2021变到状态2,热力学能U2，Q>0W>0ΔU=Q-W3热力学第一定律一封闭系统，热力学能U1，对环境做功W，从环境吸收热Q，则有：9/9/2021三化学反应的热效应与焓化学反应体系与环境进行能量交换的主要形式是热称反应热或热效应。通常把只做体积功，且始态和终态具有相同温度时，体系吸收或放出的热量叫做反应热。根据反应条件的不同，反应热又可分为：9/9/2021V2=V1△V=0∵△U=Q+W∴△U=Q-P△V=QV2恒压过程反应热QPP2=P1=P∵△U=Q-P△V∴QP=△U+P△V1恒容过程反应热QV9/9/2021上式可化为：QP=（U2-U1）+P

5、（V2-V1）即：QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）令：H=U+PV称：焓则：QP=H2-H1=ΔHΔH<0QP<0恒压反应系统放热;ΔH>0QP>0恒压反应系统吸热。9/9/2021四焓变的计算化学反应的反应热（在恒压或恒容条件下）只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。如：C+O2=CO2ΔrH1C+O2=COΔrH2CO+O2=CO2ΔrH3有：ΔrH1=△rH2+△rH31.盖斯定律9/9/2021例题：已知：C（s）+O2（g）→CO2（g）=-393.5kJ.mol-1CO(g)+O2(g)→CO2(g)=-283.0kJ.mol-1问:C(s)+O2(g)→CO

6、(g)=?解:按盖斯定律={(-393.5)-(-283.0)}kJ.mol-1=-110.5kJ.mol-1ΔHm1ΔHm2ΔHm3ΔHm39/9/2021将上式写成通式：根据盖斯定律，若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。推理：任一化学反应可以分解为若干最基本的反应，这些反应的反应热之和就是该反应的反应热。△rH=∑i△rHi（生成反应）生成9/9/2021如：AB+CD==AC+BDΔHA+B=ABΔH1;C+D=CDΔH2;A+C=ACΔH3;B+D=BDΔH4。则：ΔH=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2即:△rH=∑i△rHi9/9/20212化学反应的标准摩尔焓变因为

7、QP=ΔH,所以恒温恒压条件下的反应热可表示为反应的焓变:ΔrH(T);反应系统的nB确定为1mol时,反应热称为反应的摩尔焓变:ΔrHm(T)；在标准状态下的摩尔焓变称反应的标准摩尔焓变:ΔrHm(T)9/9/2021热力学关于标准态的规定（1）气体物质的标准态是在标准压力(P=100.00kPa)时的(假想的)理想气体状态;（2）溶液中溶质的标准态是:在标准压力p时的标准浓度c=1.0mol.dm-3.（3）