第1章化学反应中的质量关系和能量关系

应用热化学反应方程式和物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变掌握阐明化学中的质量和能量关系的有关重要概念(化学计量数;反应进度;状态函数;标准态;反应焓变)复习巩固“化学中的计量”概念第1章化学反应中的质量关系和能量关系1.2化学中的计量化学工作中常常遇到一些物理量的计量(计算与测量),eg.质量;物质的量;浓度;体积;温度;压力;时间·······1.2.1相对原子质量和相对分子质量1.2.2物质的量及其单位1.2.3摩尔质量和摩尔体积1.2.4物质的量浓度1.1自学回忆·····1.理想气体状态方程理想气体：分子本身不占有体积，分子之间没有作用力，实际不存在的假想气体（一种假设的理想状态）。当温度不太低、压力不太高，或没有其他特殊条件时，一般气体均可视为理想气体。1.2.5气体的计量2.理想气体分压定律1.理想气体状态方程PV＝nRTP:压力（Pa）V:体积（m3）n:物质的量（mol）T:温度（K）[开氏温度T=273.15+t0C摄氏温度]R:摩尔气体常数（=8.3144J·mol-1·K-1）（备注：常数R的取值与P、V的单位有关）eg.常数R的取值与P、V的单位有关:PVRPam38.314J·mol-1·K-1(8.314Pa·m3·mol-1·K-1)PaL8314.3Pa·L·mol-1·K-1atmL0.082atm·L·mol-1·K-1∵（1L=1立方分米，即1m3=1000L）（1atm=1.013×105Pa）单位单位单位实际计算时常用该组单位理想气体状态方程的应用：根据PV＝nRT，即可计算p，V，T，n四个物理量之一；再结合其他公式也可计算m，M，等等（TolookP6的例1.2）。MmnVm2.理想气体分压定律一定温度下，两种气体1和2混合（不发生反应）+气体1气体2混合气体P1V1n1P2V2n2P总V总n总问题：混合后，两种气体1和2所产生的压力和所占的体积如何？与混合容器中混合气体产生的总压力P总的关系又是怎样的？气体的分压（PB）：即气体混合物中某一组分气体（B）对器壁所施加的压力；分压PB等于相同温度下，该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。分压总压两者之间有什么关系呢？1801年，英国物理学家、化学家道尔顿经过大量的实验观察发现：气体混合物的总压等于各气体分压的总和这就是道尔顿的气体分压定律，写成数学式是：P总=P1＋P2＋P3＋…或PPBB总若组分气体B和混合气体的物质的量分别为nB和n总。混合气体的体积为V，则它们的压力分别为：（1）（2）(1)式÷(2)式得：VRTnPBBVRTnP总总总总PnnPBB总总nnPPBB或（即同温同容下，压强比等于物质的量之比）nnVV总B总B同理，根据PV=nRT同温同压下，则有nnVV总B总BnnPP总B总BVVPP总B总B(混合气体中组分B的体积分数等于B的摩尔分数)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（自学）1.3.2化学计量数和反应进度任一化学反应：cC+dD=yY+zZ移项得：设则有：可写为化学计量式的通式：B表示反应物和生成物；υB为数字或简分数,称为物质B的化学计量数(即B前面的系数)1.化学计量数BBB0ν0=-cC-dD+yY+zZ–c=υC、–d=υD、y=υY、z=υZ0=υCC+υDD+υYY+υZZvB表示了相应物质在反应中变化的量；规定：反应物的化学计量数vB为负生成物为化学计量数vB为正同一化学反应，方程式写法不同，化学计量数vB即不同，vB即为物质B前面的配平系数（注意考虑正负号）。关于化学计量数vB：2.反应进度反应进度是表示化学反应进行程度的物理量符号：（克赛）单位：mol某时刻的反应进度（）为：[等于某物质的改变量（ΔnB）与其计量数vB的之比]BBξn注意：ΔnB等于反应物或产物的“最终值-起始值”，即反应物的改变量为负，而产物的改变量为正例如：N2+3H2=2NH3反应开始时nB/mol31000t时刻时nB/mo1272则ΔnB/mol-1-321molvnNN11122molvnHH13322molvnNHNH12233由此可得出结论：（1）反应进度（）值与选用方程式中何种物质的量的变化进行计算无关，但与方程式书写有关。1(2)如果同一反应的方程式书写不同（即计量数vB不同），则在相同物质的量变化情况下（即ΔnB相同），反应进度（）值不同；(3)如果同一反应的方程式书写不同，则当反应进度（）相同时，不同方程式对应各物质的变化量不同。BBξn1.4化学反应中的能量关系化学反应是反应物中旧键的断裂与产物新键形成的过程，在这过程中伴随着质量、能量的变化（吸、放热）。专门研究能量相互转换规律的科学——热力学利用热力学的基本原理研究化学反应的学科——化学热力学。1.4.1基本概念和术语1.体系和环境2.状态和状态函数3.热和功4.热力学能5.能量守恒1.体系和环境eg.AgNO3与NaCl在溶液中的反应：含有这两种物质的水溶液就是体系；而溶液之外的一切东西(烧杯、玻璃棒、溶液上方的空气等)都是环境。体系：被研究的对象环境：体系之外，与其密切相关的部分体系环境边界线敞开体系：体系与环境之间有物质交换和能量交换封闭体系：体系与环境之间无物质交换，有能量交换孤立体系：体系与环境之间无物质交换和能量交换敞开体系封闭体系孤立体系瓶中装水2.状态和状态函数理想气体T1＝300KP1＝1atmV1＝2L状态1理想气体T2＝300KP2＝2atmV2＝1L状态2状态：是指体系总的性质。一个体系的状态可由压力、体积、温度及体系内各组分的物质的量等物理量来决定；这些物理量称为体系的性质。因此，体系的状态就是这些性质的综合表现。状态函数的特征：(1)状态一定，状态函数值一定(2)同一体系的状态函数之间往往有一定的联系(PV=nRT)(3)体系状态变化时，状态函数的变化量只与体系的起始和最终状态有关,与变化的具体途经无关，如：如果体系中某种或几种性质发生变化，则体系状态也就发生了变化。这种能够表征体系特征的每个个别的宏观性质，称为体系的状态函数(如P、T、V、n等)。理想气体T1＝300K理想气体T1’＝200K理想气体T2＝350K直接加热途径1先冷却再加热途径2KTTT5030035012（殊途同归）始态终态3.热和功热和功是体系状态发生变化时与环境交换或传递能量的两种不同形式。热：体系与环境间因温度不同（即存在温差）而交换或传递的能量。用符号Q表示；单位：kJ功：除热以外，其它各种形式被传递的能量。用符号W表示；单位：kJ功有多种形式，如机械手作的机械功，电能作的电功，化学反应作体积功等等。有关“热和功”概念的注意点：(1)符号规定（以体系得失能量为标准）热(Q)：+体系吸热(Q0)－体系放热(Q0)功(W):＋环境对体系做功－体系对环境做功(W0、压缩)(W0、膨胀)(2)热和功不是状态函数热和功的数值与具体的途径有关;不能在某一状态下说具有多少热或功，在过程中才有意义。热力学能：体系内部所含的总能量(又称为内能)用符号U表示；单位：kJ/mol注意：(1)由于体系内部质点运动及相互作用很复杂，因而热力学能的绝对值难以确定；(2)热力学能是体系自身的属性，即热力学能是体系的状态函数4.热力学能即：热力学能的变化量ΔU只与体系的始态和终态有关,与变化的具体途经无关孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总量不变（能量守恒定律）。封闭体系中，环境对体系做功（W），同时体系从环境吸热（Q），使其热力学能由U1的状态变到U2的状态，那么，U1与U2有何关系呢？根据能量守恒定律，则体系热力学能的变化∆U应为∆U=U2-U1=Q+W5.能量守恒即：封闭体系中热力学能的变化ΔU等于体系吸收的热和从环境所得功之和。5.能量守恒WQUUU12热力学第一定律1.4.2反应热和反应焓变1.恒压反应热和反应焓变2.热化学方程式3.赫斯定律1.恒压反应热和反应焓变反应热：发生化学反应时，如果体系只做体积功（而不做非体积功），且反应终态的温度恢复到反应始态的温度时，体系所吸收或放出的热量。恒压条件下产生的反应热：恒压反应热Qp恒压条件下产生的反应热：恒容反应热Qv对于有气体参加或生成的反应，可能会引起体积变化（由V1变到V2），则体系对环境做的功W为：W=Fl=PSl=-PV=-P(V2-V1）对于封闭体系，体系只作体积功的恒压过程，由热力学第一定律（ΔU=Q+W）可得到：ΔU=Qp+W=Qp-P(V2-V1）根据ΔU=U2-U1，进行移项后得：Qp=(U2+PV2)–(U1+PV1)恒压反应热Qp在Qp=(U2+PV2)–(U1+PV1)中，U、P、V都是体系的状态函数，它们的组合(U+PV)也是状态函数；在热力学上将(U+PV)定义为新的状态函数,叫做焓，用H来表示，即：H=U+PVQp=(U2+PV2)–(U1+PV1)=H2–H1=H(焓变)（焓变H只与体系的终态和始态有关,而与过程无关)显然，封闭体系，恒压、不做非体积功时，恒压反应热=体系的焓变H0吸热反应H0放热反应如:2HgO(s)→2Hg(l)+O2(g)H=+181.4kJ·mol-1此反应为吸热反应2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)H=-571.6kJ·mol-1此反应为放热反应2molHgO2molHg1molO22molH2O2molH21molO2HH焓值H增加焓值H减小吸热反应：H0Q0(正号)放热反应：H0Q0(负号)总结2.热化学方程式表示化学反应与其热效应关系的化学方程式书写方法：H2(g)+½O2(g)→H2O(g)Qp=rHm=-241.82kJ·mol-1rHm：表示反应进度变化为1mol时,该反应的热效应。rHm称为摩尔反应焓变。r-反应m-摩尔①应注明反应温度和压力，298.15K和100kPa可省略②注明各物质的聚集状态（g，l，s）H2(g)+½O2(g)→H2O(l)Qp=rHm=-285.8kJ·mol-1H2(g)+½O2(g)→H2O(g)Qp=rHm=-241.8kJ·mol-1③同一反应，反应方程式系数不同，反应热不同；2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)Qp=rHm=-571.6kJ·mol-1H2(g)+½O2(g)→H2O(l)Qp=rHm=-285.8kJ·mol-1④正、逆反应的反应热绝对值相等，符号相反。HgO(s)→Hg(l)+½O2(g)Qp=rHm=+90.83kJ·mol-1Hg(l)+½O2(g)→HgO(s)Qp=rHm=-90.83kJ·mol-1书写热化学方程式应注意：1840年Hess在总结了大量实验结果的基础上，提出一条规律：在恒压或恒容条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其热效应总是相同的。如：H2(g)+½O2(g)→H2O(l)rHm=-285.8kJ·mol-1若分步:①H2(g)→2H(g)H1=+431.8kJ·mol-1②½O2(g)→O(g)H2=+244.3kJ·mol-1③2H(g)+O(g)→H2O(g)H3=-917.9kJ·mol-1④H2O(g)→H2O(l)H4=-44.0kJ·mol-13.Hess定律（赫斯或盖斯定律）+总:H2(g)+½O2(g)→H2O(l)rHm总=-285.8kJ·mol-1可实验测知：将1molC（石墨）直接完全燃烧成CO2，其反应热为rHm=-393.51kJ·mol-1；1molCO完全燃烧成CO2，其反应热为H3=-282.98kJ·mol-1不按照途径(1)进行反应，而采取分步反应，即依次通过反应(2)、(3)，其反应热分别为H2（难以直接测知）和H3（已测知H3=-282.98）。→于是可根据Hess定律求出H2Hess定