第一章化学反应中的质量关系和能量关系教案

学院教案课程名称：无机化学授课人：课题第一章化学反应中的质量关系和能量关系1.3化学反应中的质量关系1.4化学反应中的能量关系课时2教学目的与要求1、了解状态函数、标准态有关和反应焓变等有关概念；2、掌握标准摩尔反应焓变的计算。教学重点与教学难点重点：标准摩尔反应焓变的计算；难点：标准摩尔反应焓变的计算。教学过程主要内容及步骤备注化学反应中的质量关系和能量关系1.3化学反应中的质量关系1.3.1应用化学方程式的计算：1.3.2化学计量数与反应进度：1.4化学反应中的能量关系1.4.1基本概念和术语1.4.2反应热和反应焓变1.4.3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变1.标准状态2.标准摩尔生成焓3.标准摩尔反应焓变的计算授课效果分析总结第一章化学反应中的质量关系和能量关系1.3化学反应中的质量关系1.3.1应用化学反应方程式的计算原理：质量守恒定律例1.4、1.51.3.2化学计量数与化学进度1.化学计量数()化学反应cC+dD=yY+zZ移项0=-cC-dD+yY+zZTJ令-c=νC，-d=νD，y=νY，z=νZ得：0=νCC+νDD+νyY+νZZ简化写出化学计量方程式的通式：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[规定]:对于反应物，B为负值；对于生成物,B为正值。例：N2+3H2=2NH30=－N2－3H2+2NH3=ν(N2)N2+ν(H2)H2+ν(NH3)NH3则：N2、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2molNH3对于化学计量方程式若定义改写为表示物质变化量除以相应的化学计量系数，SI单位：mol，为反应进度从反应开始时0=0的nB(0)积分到时nB()，则可见，随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量（ΔnB）均与反应进度（）及各自的计量数（νB）有关。对于产物B，若0=0，nB(0)=0，则注意：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。2NaOH+H2SO4Na2SO4+2H2OFeS2H2SO4BBB0BBB0BBdnd1ddnBBBBBBnnn0BBn当ξ=1mol时：反应方程式N2+H2=NH3N2+3H2=2NH3n(N2)/mol--1n(H2)/mol--3n(NH3)/mol121.4化学反应中的能量关系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。例：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)；Qp=-571.66kJ·mol-1热力学：研究能量互相转换规律的一门科学化学热力学：利用热力学规律研究化学变化热力学定律：热力学第一定律：能量守恒定律——变化中的热效应热力学第二定律：dS≥δQ/T——变化的方向和限度热力学第三定律：规定熵1.4.1基本概念和术语1.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。体系又分为敞开体系、封闭体系和孤立体系。2.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n,p,V,T,U,H,S,G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：pV=nRT3.功和热：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。非功即热。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。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。功积功:体系体积变化反抗外力所做的功：W=-p∙ΔV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。4.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)5.能量守恒定律—热力学第一定律在任何变化过程中，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。封闭体系：始态(1)→终态(2)热力学第一定律：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。U=U2-U1=Q+W1.4.2反应热和反应焓变1.恒压反应热和反应焓变恒压反应热(Qp):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恒压反应热。有气体参与的反应：反应始态(1)→反应终态(2)U=Qp+W=Qp-pV（只做体积功）恒压反应热不等于体系热力学能的变化1.4.2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。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。如：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)Qp=-571.66kJ·mol-1H2(g)+1/O2(g)→H2O(l)Qp=-285.83kJ·mol-1反应焓变：U=Qp+WU2-U1=Qp-pVQp=U2-U1+p(V2-V1)Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1)H=H2-H1=Qp说明：（1）H无明确物理意义（2）H是状态函数（3）单位J、kJ（4）绝对值无法测知规定：放热反应：H0；吸热反应：H0反应焓变: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：H=H2-H1=Qp化学反应的焓变等于恒压反应热吸热反应：Qp0,H0放热反应：Qp0,H0如：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)H＝Qp=-571.66kJ·mol-1H2(g)+1/O2(g)→H2O(l)H＝Qp=-285.83kJ·mol-12.热化学方程式:表示化学反应与热效应关系的方程式写法:在配平的化学方程式的右边加上反应的热效应。注意：(1).注明反应的温度、压力等。(2).注明各物质的聚集状态。s,l,g(3).同一反应,反应式系数不同,rHm⊙不同。2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)；rHm⊙=-483.64kJ·mol-1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-1Hg(l)+O2(g)→HgO(s)rHm⊙=-90.83kJ·mol-13.赫斯(Hess)定律（热化学定律）:总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。亦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。应用: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。rHm⊙=H1⊙+H2⊙H1⊙=rHm⊙-H2⊙=[(-393.51)-(282.98)]kJ·mol-1=-110.53kJ·mol-11.4.3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变1.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)标准态与标准状况的区别2.标准摩尔生成焓fHm⊙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⊙formation单位：kJ·mol-1【注意】(1).最稳定纯态单质fHm⊙=0,如fHm⊙(石墨)=0。rHmӨ=1.895kJmol-1(2).fHmӨ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。温度对焓变的影响较小3.标准摩尔反应焓变的计算化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓的总和。化学反应：cC+dD=yY+zZ(任一物质均处于温度T的标准态)rHm⊙=[yfHm⊙(Y)+zfHm⊙(Z)]-[cfHm⊙(C)+dfHm⊙(D)]rHm⊙=ifHm⊙(生成物)+ifHm⊙(反应物)计算时,注意系数和正负号例：1.6、1.7、1.8[本节小结]：小结本节要点：1..标准摩尔生成焓2.标准摩尔反应焓变的计算；[布置作业]：P22习题6、14。金刚石）石墨）((CC