化学反应中的质量关系和能量关系xin

化学研究的几个主要问题研究的物质或混合物是否发生化学反应?若有反应发生，质量和能量变化如何?由原料转化为产物的转化率是多少?反应的速度大小?第二章化学反应中的质量和能量关系化学反应过程中伴随有两种变化质量能量-----重点1、理想气体状态方程式理想气体:无体积，分子间无相互吸引力的气体。*低压、高温条件下的实际气体性质接近理想气体—分子间距离大（分子体积可忽略，分子间相互作用可忽略）。理想气体状态方程实验测知1mol气体在标准状况下的体积为22.414×10-3m3,则101.325×103Pa×22.414×10-3m31mol×273.15K=R=pV/nT=8.3144Pa·m3·mol-1·K-1=8.3144J·mol-1·K-1理想气体状态方程式PV=nRT*R值的选取与P，V的单位有关R与P、V单位的关系P的单位V的单位R的单位Pam38.314m3•Pa•mol-1•K-1kPaL8.314L•kPa•mol-1•K-1R=8.314J•mol-1•K-11atm=101.3kN/m2;1N/m2=1Pa1atm=101.3kPam3•Pa=L•kPa=m3•1N/m2=1N•m=1J2、混合气体的分压定律P总=p1+p2+p3+...+pi=∑pi*pi指混合气体中每一种气体单独占有整个混合气体的容积所呈现的压力。*混合气体-每一种气体所占有的容积相同，温度相等。He(T,V,PHe)Ne(T,V,PNe)He+Ne(T,V,P)P=PHe+PNe推导∵PiVi=niRTi∴P1V1+P2V2+P3V3+…PiVi=n1RT1+n2RT2+n3RT3+...+niRTi因是混合气体，∴V1=V2=V3=…=Vi=VT1=T2=T3=...=Ti=T∴(P1+P2+P3+…Pi）V=（n1+n2++...+ni）RTn总=n1+n2+n3+...+ni所以P总=P1+P2+P3+…Pi等式成立的条件气体间无化学反应理想气体容积相同，温度相等或混合气体化学反应中的质量关系化学计量数与反应进度(自学)化学计量数(υ)1.化学计量数(υ)反应式:cC+dD=yY+zZ0=-cC-dD+yY+zZ令υc=-c,υD=-d,υY=y,υZ=z0=∑υBB2.反应进度(ξ)·反应进度：=(n2-n1)/υB2.反应进度(ξ)化学计量方程:0=∑υBBdξ=υB-1dnBnB:B的物质的量υB:B的化学计量数dξ=υB-1dnBdnB=υBdξnB(ξ)-nB(ξ0)=υB(ξ-ξ0)△nB=υBξ举例N2+3H2=2NH3(△nB=υBξ)△n(N2)/mol△n(H2)/mol△n(NH3)/molξ/mol0000-1/2-3/21½-1-321-2-642½N2+3/2H2=NH3ξ=1(△nB=υBξ)△n(N2)/mol△n(H2)/mol△n(NH3)/mol-1/2-3/21结论对同一化学反应方程式,反应进度(ξ)的值与选用反应式中哪种物质的量的变化计算无关.相同反应进度时对应各物质的量的变化与反应式的写法有关.化学反应中的能量关系1.体系与环境(开放)敞开体系：体系与环境既有物质交换又有能量交换封闭体系：体系与环境没有物质交换只有能量交换孤立体系：体系与环境既无物质交换又无能量交换2.状态和过程状态当系统处于一定的温度、压力、体积、物质的量、某一物态等。过程等温过程—从始态到终态的温度相同等压过程—从始态到终态的压力相同等容过程—从始态到终态的体积相同自发过程---自然而然发生的过程，不需外力。非自发过程---不会自然发生，需借助外力。3.状态函数由物质系统的状态决定的物理量。体系的状态是体系性质的综合表现。状态函数的特点体系的性质只决定于所处的状态，与过去的历史无关。其变化只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关。4.能量的几种形式热力学能（内能）U：是系统（体系）内各种形式的能量的总和。状态函数△U=U终态–U始态能量的几种形式热量Q：由于温度不同而在环境和体系之间传递的能量。系统吸热Q0;系统放热Q0状态函数?例H2（g）+½O2（g）=H2O（l）等温（298K）等压（Pº=100Kpa）:Q=-240.580kJ·mol-1等温（298K）等容:Q=-241.818kJ·mol-1与过程有关-热量为非状态函数能量的几种形式功W：除热的形式外的其他各种被传递的能量。系统对环境做功（体系失功）:W0环境对系统做功（体系得功）:W0状态函数?热力学能(内能):U①系统吸热不做功Q=△U②环境对系统做功，没有热量交换,内能增加△U=W③系统吸热且环境对系统做功，系统内能的变化△U=Q+W热力学第一定律（能量守恒定律）自然界一切物质都具有能量，能量有各种形式，能够从一种形式转化为另一种形式，从一种物体传递给另一个物体，而在转化和传递中能量的总数量不变。ΔU体系=Q+W封闭体系：ΔU体系=Q+W体系吸收热量，Q0；体系放出热量，Q0环境对体系做功，W0；体系对环境做功，W0反应热和反应焓变反应热Q（反应焓变）:化学反应时体系不做非体积功，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)+1/2O2(g)→H2O(l)Qp=-285.83kJ·mol-1恒压反应热Qp等压过程，只做体积功。敞口反应（无气体）推导ΔU体系=Qp+W又W=-pΔv所以，ΔU体系=Qp-pΔv即，U2-U1=Qp-p（V2-V1）Qp=U2-U1+p（V2-V1）=U2+p2V2-（p1V1+U1）设：U+pV=H(焓)Qp=H2-H1=ΔH(焓变)说明Qp=ΔHH=U+pV焓(H)状态函数Q（非状态函数）；ΔH（状态函数）*反应过程的焓变在数值上与等压反应热相等。反应热的测定2.热化学方程式表示化学反应与热效应关系的方程式rHm=-241.82kJ·mol-1H2(g)+O2(g)H2O(g)298.15K100kPa如12注意：注明反应的温度、压力等。注明各物质的聚集状态。同一反应,反应式系数不同,rHm不同。2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)H＝Qp=-571.66kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l)H＝Qp=-285.83kJ·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-112Hg(l)+O2(g)→HgO(s)rHm=-90.83kJ·mol-112赫斯(盖斯)定律一个化学反应如果分几步完成，则总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。Q总=Q1+Q2+·······C(s)+O2(g)rHmCO(g)+O2(g)12H1H2CO2(g)rHm=H1+H2结论反应的热效应只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。条件：只适宜等容或等压且一步或多步的条件是相同的情况。ΔU=Qv,ΔH=Qp盖斯定律的重要性可以通过计算得到用实验难以获得的热效应反应慢副反应多反应热小2019/8/211-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变标准(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)标准摩尔生成焓（热）ΔfHm0在标准态，由最稳定单质生成一摩尔该物质时的等压热效应。定义：最稳定单质的标准摩尔生成热都等于零。H+(aq)的标准摩尔生成热等于零。*ΔfHm0相对值。ΔfHm0(CO2)C(s)+O2(g)=CO2(g)ΔfHm0(C,石墨)=0,ΔfHm0(O2,g)=0ΔrHm0=ΔfHm0(CO2,g)–{ΔfHm0(C,S)+ΔfHm0(O2,g)}=ΔfHm0(CO2,g)标准摩尔焓变ΔrHm0的计算cC+dD=yY+zZΔrHm0=[yΔfHm0（Y）+zΔfHm0（Z）]-[cΔfHm0（C）+dΔfHm0（D）]=∑νiΔfHm0（生成物）+∑νiΔfHm0（反应物）=∑νiΔfHm02019/8/21计算时,注意系数和正负号计算恒压反应:4NH3(g)+5O2(g)→4NO(g)+6H2O(g)的rHm例1解：4NH3(g)+5O2→4NO+6H2O(g)fHm/kJ·mol-1-46.11090.25-241.82rHm=[4fHm(NO,g)+6fHm(H2O,g)]-[4fHm(NH3,g)+5fHm(O2,g)]={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1=-905.48kJ·mol-1注意事项公式中所涉及的各种反应物质，需考虑其凝聚状态。ΔrHm0的数值大小与反应式的写法有关。当温度不是298.15K时，可近似用ΔfHm0。计量系数无量纲，可以是整数或分数。2CO2(g)=2CO(g)+O2(g)ΔrHm0={2ΔfHm0(CO,g)+ΔfHm0(O2,g)}-2ΔfHm0((CO2,g)=2x-110.5+0-2x-393.5=283kJmol-1例2基本要求初步了解状态函数、热、功、内能、焓，及焓变的概念。熟悉热化学方程式的书写，掌握盖斯定律的应用。会用标准生成焓（ΔfHm0）计算化学反应的热效应。