�1热效应与焓变一.焓与焓变1.热力学第一定律与焓变.ppt

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1、§1热效应与焓变一．焓与焓变1.热力学第一定律与焓变2.焓与焓变的性质3.热化学方程式二．热化学及焓变的计算1.热化学定律（Hess定律）2.焓变的计算第二章化学反应的方向§2反应方向的判断—反应自发进行的方向一．熵(s)和熵变(S)1.熵(s)的概念2.熵和熵变(S)的性质3.熵变的计算4.熵增加原理(1)用Hess定律(2)用生成焓(Hf)(3)用键焓(HB)二.Gibbs自由能(G)与Gibbs自由能变化(G)1.G和G的含义2.G和G的性质3.G(G)计算4.用G，Gibbs公式判断反应方向5.G的

2、物理意义及应用无机化学化学反应物质结构元素及化合物的性质热效应方向限度速率化学热力学化学动力学1.C(s)+O2(g)=CO2(g)放热393kj/mol2.CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)吸热179kj/mol3.Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+(aq)=Zn(NH4)22+(aq)+Mn2O3(s)+H2O(l)输出=1.5V4.2NaCl(aq)+2H2O(l)=Cl2(g)+H2(g)+2NaOH(aq)输入=2.5V5.2Mg(s)+O2(g)=2MgO(s)+h放光6.6CO2(g)+6H2O

3、(l)C6H12O6(s)+6O2(g)吸收光能化学热力学及其研究目的热力学：是研究能量相互转化规律的科学。化学反应过程中的两个变化：物质和能量3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)Q=-92.2kJ（放热）化学热力学：是研究化学变化与能量变化关系的科学。研究目的：讨论化学反应的方向，化学反应进行的程度等。热化学：是研究化学反应中热效应的科学。§1热效应与焓变热力学中的常用术语体系（敞开、封闭、隔离）和环境状态和状态函数途径和过程热和功内能状态函数的性质：状态Ⅰ状态Ⅱ状态ⅢΔH1ΔH2ΔH3ΔH1=ΔH2+ΔH3(P1,V1,T

4、1)(P2,V2,T2)(P3,V3,T3)（1）是单值函数，一个状态由一组确定的状态函数表述；（2）其改变量只与始、终态有关，与途径无关；（3）状态函数的集合（和、差、积、商）也为状态函数。可逆过程：是一个无限小的连续过程，体系随此过程的变化做功的同时，吸热或放热，是可逆的。可逆过程所做的功最大。始态:P1,V1终态:P2,V2途径a:P1,V1P2,V2途径b:P1,V1Pb,VbP2,V2途径c:P1,V1Pb,VbPd,VdP2,V2所做的功：途径:a

5、（能量守恒定律）：恒压条件下体系只做体积功恒容条件下（2-3）（2-2）U：体系内能的改变；Q：体系吸的热（+）；W:体系对环境所做的功（+），可以是机械功、电功、体积膨胀功等。（2-1）（封闭体系）2.焓与焓变的性质在等压、只做体积功时（封闭体系），定义（2-4）（焓的定义）设体系从状态Ⅰ→状态Ⅱ焓变的物理意义：在恒压条件下，若只做体积功，体系的焓变等于恒压热效应。H、U、Q的单位：kJmol-1H的符号：吸热为正值，放热为负值。将（2-5）式代入（2-2）式得到：（2-7）（2-6）（2-5）H，H为状态函数。H

6、反映了化学反应的热效应。H为广度量（容量性质）,即与物质的量有关系的量。（强度量：与物质的量无关系的量，无加合性。如温度）另外，在恒容条件下，V=0,体系不做体积功（也不做其它功）,即W=0，此时，热力学第一定律可表示为：U=QV在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。焓与焓变－性质C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ/mol25°C,标准状态，r:reaction(化学反应）m:mol(摩尔）:热力学标准状态（标态）注意：•反应物、产物要配平•标明物质的状态•反应的焓变（热变化），是指“1mol反应

7、”，与反应式的写法有关。标态：气态时(P),为1bar(1.0×105Pa或100kPa）其它还有：1atm或760mmHgSI制：101.3kPa溶液时，1mol/kg,稀溶液时，1mol/dm3纯液体、纯固体：标准压力（1bar)下的纯净物。3、热化学方程式—标明反应热效应的方程式二．热化学及焓变的计算在相同条件下，正向反应和逆向反应的H数值相等，符号相反。在恒温、恒压条件下，某化学反应是一步完成还是分几步完成，总的热效应是相同的。（Hess定律）1.热化学定律H的获得：1、实验测定；2、理论计算例如：(1)C(石墨)+

8、O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ/mol(2)CO(g)+O2(g)=CO2(g)=-283.0kJ/mol(3)C(石墨)+O2(g)=CO(g)=?反应(3)=反应(1)–反应(2)=–=-110.5kJ/mol2.焓变的计算（1）