1 / 101

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry. 淮南联合大学化工系. 教学情境二 化学反应的基本原理. 2.1 化学反应中的能量关系 2.2 化学反应的方向和限度 2.3 化学反应速率. 2.1 化学反应中的能量关系. 1. 热力学 ：是研究自然界各种形式的能量相互转化以及转化规律的科学。 2. 热力学的研究对象 ① 热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程中所遵循的规律； ②物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应； ③研究化学变化的方向和限度。. 3. 热力学的研究方法 a ：实验法；

eliana-middleton
Download Presentation

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 基 础 无 机 化 学Basic Inorganic Chemistry 淮南联合大学化工系

  2. 教学情境二 化学反应的基本原理 2.1 化学反应中的能量关系 2.2 化学反应的方向和限度 2.3 化学反应速率

  3. 2.1 化学反应中的能量关系 1.热力学：是研究自然界各种形式的能量相互转化以及转化规律的科学。 2.热力学的研究对象 ① 热、功和其他形式能量之间的相互转换及其转换过程中所遵循的规律； ②物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应； ③研究化学变化的方向和限度。

  4. 3. 热力学的研究方法 a：实验法； 在经验定律的基础上，通过演绎的方法，得出一般性的规律。(高度的普适性和可靠性) b：状态函数法。 只考虑过程的初、末态，不考虑过程的细节。（知其然，不知其所以然） 局限性: 不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性。

  5. 几个基本概念： • 系统与环境 • 状态和状态函数 • 系统的性质 • 热力学平衡态 • 过程与途径 • 热和功 2.1.1 热力学基本概念

  6. 系统 环境 1.系统与环境 系统（System） 在科学研究时必须先确定研究对象，把一部分物质与其余分开，这种分离可以是实际的，也可以是想象的。这种被划定的研究对象称为系统，亦称为物系或体系。 特点： a)是宏观体系 b)体系要占有空间 c)体系是多种多样的，可以是气液固及多个 相的体系

  7. 系统 环境 1.系统与环境 环境（surroundings） 与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。 特点： a) 体系与环境之间有确定的界面 b)这种界面可以是真实的，也可以是虚构的 c)体系与环境的划分不是固定不变的

  8. 系统分类 根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类： （1）敞开系统（open system） 系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。 （2）封闭系统（closed system） 系统与环境之间无物质交换，但有能量交换。 （3）隔离系统（isolated system） 系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为孤立系统。有时把封闭系统和系统影响所及的环境一起作为孤立系统来考虑。

  9. 2.状态和状态函数 • 状态（state）—指静止的，系统内部的状态。体系一系列性质的综合表现，也称热力学状态. • 体系的状态是由许多宏观热力学变量（物理量），如温度、压力等来描述和规定的。 • 热力学用系统所有性质描述系统所处的状态 • 状态固定，系统的所有热力学性质也就确定了 例如，理想气体 T，P，V，n

  10. (T2，p2) 途径2 状态2 (T1，p1) 途径1 状态1 状态函数 定义:体系的一些性质，其数值仅取决于体系所处的状态，而与体系的历史无关；它的变化值仅取决于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。具有这种特性的物理量称为状态函数。 状态函数在数学上具有全微分的性质。

  11. 状态与状态函数关系： • 当体系的所有状态函数都不随时间发生变化而处于定值时，体系就处于一定的状态。其状态函数中只要有一个发生变化，则体系的状态也就改变了。 • 同一热力学体系的许多状态函数（性质）之间，并不是相互独立无关的，而是有关联的。如果体系的某一性质发生了变化，至少会影响另外一个，甚至好几个性质变化。要描述一个体系的状态，并不需要确定所有性质，只要确定其中少数几个，其它的也就随之而定了。也就是说，体系的性质中只有几个是独立的。

  12. 状态函数的特点 ① 状态是状态函数的单值函数，即一一对应关系。 任一状态函数 Z=f（状态） ② 仅取决于始、末态，而与变化过程（途径）无关。 ③ 状态函数之间往往是相关的。 状态函数的特性可描述为： 异途同归，值变相等； 周而复始，数值还原。

  13. 3.系统的性质 用宏观可测性质来描述体系的热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。可分为两类： 广度性质:又称为容量性质，它的数值与体系的物质的量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质有加和性。 强度性质:它的数值取决于体系自身的特点，与体系的数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。 两个广度性质相除，所得为强度性质 如：m / V =ρ V / n = Vm

  14. 4.热力学平衡态 当系统的诸性质不随时间而改变，则系统就处于热力学平衡态，它包括下列几个平衡： 热平衡（thermal equilibrium） 系统各部分温度相等。 力学平衡（mechanical equilibrium） 系统各部的压力都相等，边界不再移动。如有刚壁存在，虽双方压力不等，但也能保持力学平衡。

  15. 4.热力学平衡态 相平衡（phase equilibrium） 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变。 化学平衡（chemical equilibrium ） 反应系统中各物的数量不再随时间而改变。 只有同时满足以上四个条件的体系才是热力学平衡体系，否则为非平衡态体系，热力学中所研究的是热力学平衡体系，简称热力学体系。只有这样的体系，对整个体系才能用统一的宏观性质来描述体系的状态。

  16. 途径2 状态2 (T2，p2) 途径1 状态1 (T1，p1) 5.过程和途径 • 系统从一个状态变到另一个状态，称为过程。 • 前一个状态称为始态，后一个状态称为末态。 • 实现这一过程的具体步骤称为途径。

  17. 5.过程和途径 • 系统变化过程的类型： （1）单纯 pVT 变化 （2）相变化 （3）化学变化 • 常见过程： 恒温过程 T=T环境=定值 恒压过程 P=P环境=定值 恒外压过程 P1≠P环境 P2=P环境=定值 恒容过程 V=定值 绝热过程 无热交换,只有功的传递 Q=0 循环过程 始态始态 要记住噢

  18. 6.热和功 热（heat） 定义:系统与环境之间因温差而传递的能量称为热，用符号Q表示（单位：J或 kJ) . Q的取号： 系统吸热，Q>0； 系统放热，Q<0。 煤含有多少热量，这句话是否正确？ 热不是体系所储存的能量，有变化过程，才 有能量。 注意：热力学中的“热”与日常中的“冷”、“热”是不同的。

  19. 6.热和功 （1） Q值需实验来测定。所以体系的温度升高或降低不能确定Q值的正与负。 （2）Q与变化途径有关，是途径函数，不是状态函数。 “凡是系统的温度下降就一定放热给环境，而温度不变时则系统既不吸热也不放热。”这结论正确吗?举例说明之。

  20. 6.热和功 功（work） 系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，用符号W表示。（单位：J或 KJ) 环境对系统作功，W<0 ； 系统对环境作功， W>0 。 有些书上与上规定正好相反，那么会影响有些公式的表达式不同，应予以注意。

  21. 6.热和功 注意： (a) Q和W是被交换的能量，仅出现于变化过程中，不能说系统含有多少功，含有多少热 (b) Q和W都不是状态函数，是过程函数，其数值与变化途径有关，不能用是模态差值计算，过程不同Q和W也不同，通常用Q、 W表示微小变化。 (c) 功分为体积功和非体积功，W = W体+ Wf **如不特别指出，一般讨论的是体积功。 能量是通过作功或传热这两种方式得到传递和转化。因此，功和热是能量交换的两种宏观方式。

  22. P环 dl Gas 系统 W = p环dV A 6.热和功 体积功 P环= 环境压力 A= 活塞截面积 dl = 活塞产生的无限小位移 dV = Adl = 气体膨胀的体积 W = F dl = p环 Adl = p环 d (Al)

  23. 体积功的演示 体积功

  24. 6.热和功 对于宏观过程 注意： • 不论是膨胀还是压缩，体积功都用p环dV计算 • 只有p环dV这个量才是体积功，pV或Vdp都不是体积功。 • 特别情形：恒压过程 p环=p=定值 W = pdV

  25. 设系统为理气，完成下列过程有多种不同途径：设系统为理气，完成下列过程有多种不同途径： （n , p1 , V1 , T ) （n , p2 ,V2 , T ) 体积功的求算 (1)自由膨胀:即气体向真空膨胀 因为p环=0 ， (2)恒外压膨胀（p环保持不变） 系统所作的功如阴影面积所示。 • 可见途径不同作功不同。

  26. 环境 体系 6.热和功 体系放热 体系吸热 Q>0 Q<0 W >0 W<0 对体系作功 对环境作功

  27. 2.1.2 热力学第一定律 焦耳（Joule）和迈耶(Mayer)自1840年起，历经20多年，用各种实验求证热和功的转换关系，得到的结果是一致的。 即： 1 cal = 4.1840 J 这就是著名的热功当量，为能量守恒原理提供了科学的实验证明。

  28. 能量守恒定律 到1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规律之一。 能量守恒原理:能量不能无中生有，也不会无形消失。 自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能量既不能创造，也不能消灭，它只能从一种形式转化为另一种形式，如热和功的转换。但在转化过程中，能量的总值不变。

  29. 能量守恒定律 对于热力学系统而言，能量守恒原理就是热力学第一定律。热力学第一定律的说法很多，但都说明一个问题—能量守恒。

  30. 热力学第一定律的经典表述： 不供给能量而可以连续不断对外做功的机器叫作第一类永动机。无数事实表明，第一类永动机不可能存在。 这种表述只是定性的, 不能定量的主要原因是测量热和功所用的单位不同，它们之间没有一定的当量关系。1840年左右, Joule和mayer 做了二十多年的大量实验后，得到了著名的热功当量：1 cal = 4.184 J和 1J = 0.239 cal。热功当量为能量守恒原理提供了科学的实验证明。

  31. 1、内能U（internal energy） 系统的能量通常是由三部分组成： • ① 体系整体运动（机械运动）的动能； • ② 体系在外力场中的位能或势能(电磁场、重力场等)； • ③ 热力学能(U) 在热力学中，通常是研究宏观静止的体系，无整体运动。并且一般没有特殊的外力场存在，所以只考虑热力学能即可。

  32. 1、内能U（internal energy） 内能:热力学能以前称为内能。它是指系统内部能量的总和，用U表示， （单位：J或 KJ) 包括： ①分子运动的平动能、 ②分子内的转动能、振动能、电子能、核能 ③各种粒子之间的相互作用位能等。

  33. 内能U的特点 ①内能是系统的状态函数。 ②内能是广度性质。 ③内能的绝对值现在无法测量，但对热力学来说，重要的是ΔU。 ΔU = – W绝热 ④dU在数学上是全微分。

  34. 2、 热力学第一定律 第一定律的文字表述:(封闭体系） 热力学第一定律（The First Law of Thermodynamics） 是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式，说明热力学能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不变。 也可以表述为：第一类永动机是不可能制成的。

  35. 2、 热力学第一定律 封闭体系第一定律的数学表达式 U = Q - W 对微小变化： dU =Q -W 上式表明：封闭体系中发生任何变化过程，系统内能变化值等于系统吸收的热量减去系统对环境所做的功。 机器循环 U =0，W = Q，对外做功必须吸热，第一类永动机不可能造成。

  36. 注意 （1）式中U与Q和W的表达方法不同，因为dU 与过程无关，故dU 是全微分。而Q和W与过程有关，故Q和W不是全微分。（符号不同是为了有所区别）即： U是状态函数，而Q和W是过程函数。 （2）系统变化的始末态相同，但过程不同时U 必然相同， Q 与 W不一定相同，但Q – W的差值则一定相同

  37. 含义两点 （1）说明了内能、热、功之间可以相互转化。 （2）说明了转化时量的关系。 例1：在25℃下，反应 有两种途径：a： 溶液直接反应，由实验测得按计量式反应完全时放热239kJ；b：设计成电池，完成同量的反应时放热25.6kJ，做电功213.4kJ。求内能的变化？

  38. 分析： a：反应前后体积未变，又没有其他功，故W1=0 U = Q – W=-239KJ b： Q2=-25.6KJ, W2=213.4KJ U = Q2 – W2=-25.6-213.4=239KJ 两种转化过程中内能的变化值相等。

  39. 2.1.3 恒容热、恒压热、焓 • 恒容热 • 恒压热 • 焓

  40. 1. 恒容热 定义：指封闭体系进行恒容且非体积功为零的过程时，与环境交换的热． dU = Q - W ＝Q -p环dV - W ˊ 当  W ˊ＝0，dV＝0 时 dU= QV，(dV = 0， W ˊ= 0) 积分为： ∆U = QV(dＶ = 0， W ˊ = 0) 意义：内能变等于恒容过程热。 适用条件：恒容且不做非体积功的过程。即系统和环境只有热交换。

  41. 1. 恒容热 思考： ∆U = QV，由于U 是状态函数，变化值只取决与始末态，所以QV也取决与始末态，能否说热就是状态函数，只与始末态有关？ 为什么呢？

  42. 2. 恒压热 定义：指敞开体系进行恒压且非体积功为零的过程时，与环境交换的热． dU = Q-p环dV -  W ˊ 当 W ˊ＝0 ，p = p环=定值时 Qp= dU＋ p环dV＝ dU＋d(pV) = d(U＋pV) 积分为： Qp = ∆ (U＋ pV) 定义： H≡ U＋ pV， H称为焓（enthalpy） 则 dH= Qp (dp = 0， W ˊ= 0) 或 ∆H= Qp (dp = 0， W ˊ = 0) 意义：焓变等于恒压过程热。

  43. 3. 焓 焓（enthalpy）的定义式：H = U + pV 为什么要定义焓？ 为了使用方便，因为在等压、非体积功为零的条件下，∆H= QP 。容易测定，从而可求其它热力学函数的变化值。 焓是状态函数 定义式中焓由U,p,V三个状态函数组成。 焓不是能量 虽然具有能量的单位，但不遵守能量守恒定律。和内能一样，也只能测定其变化值，无绝对值．

  44. 注意： ①焓是状态函数，只与始末态有关。 ②焓没有明确的物理意义，不能把它误解为体系所含的热量。 ③只有在特定的条件下， ∆H才有意义。（例如：恒压，且W ˊ=0时， ∆H= Qp；才有实际意义）

  45. 动动脑筋 思考： ①∆H= Qp，由于H是状态函数，变化值只取决与始末态，所以Qp也取决与始末态，能否说热就是状态函数，只与始末态有关？ ②是否只有在恒压过程体系才有焓值的改变？

  46. 2.1.4 化学反应热效应 • 化学计量式 • 反应进度 • 恒压反应热 • 恒容反应热 • 摩尔反应焓与摩尔反应内能变 • 热化学方程式

  47. 1. 化学计量式 定义:表示参加化学反应的物质种类,及反应过程中各物质的量之间的变化关系。如 2H2 + O2 = 2H2O 写成： 0 = 2H2O –2H2 – O2 aA + bB = lL + mM写成：0 = lL + mM – aA – bB 这里B为B组分化学计量数，而 A= – a , B= – b， L= l， M= m 对反应物为负值，生成物为正值。无量纲。

  48. 2. 反应进度（extent of reaction ） B仅表示反应过程中各物质的量的转化比例关系,并非各物质转变的量.因此,系统中化学反应进行了多少,需用新的量---反应进度表示 。 对于反应 2H2+O2=2H2O 如有2摩尔氢气和1摩尔氧气反应生成2摩尔水，即按计量式进行一个单位反应，我们说反应完成了一个进度。

  49. 设某反应 单位：mol 和分别代表任一组分B 在起始和 t 时刻的物质的量。是任一组分B的化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。 2.反应进度（extent of reaction ） 20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为：

More Related