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第三节化学反应中的能量关系

第三节化学反应中的能量关系. 普化原理多媒体电子教案. 第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系. 第三节 化学反应中的能量关系. Energy Relationships in Chemical Reactions. 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。. 热力学 —— 专门研究能量相互转换规律的一门科学。 化学热力学 —— 利用热力学的基本原理研究化学反应 的学科。. 1、研究对象 （1）宏观过程的能量变化；

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第三节化学反应中的能量关系

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Presentation Transcript

  1. 第三节化学反应中的能量关系 普化原理多媒体电子教案 第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系 第三节 化学反应中的能量关系 Energy Relationships in Chemical Reactions

  2. 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。

  3. 热力学——专门研究能量相互转换规律的一门科学。热力学——专门研究能量相互转换规律的一门科学。 化学热力学——利用热力学的基本原理研究化学反应 的学科。 1、研究对象 （1）宏观过程的能量变化； （2）化学反应的方向与限度的规律。 2、局限 （1）不能告诉我们反应进行的快慢（反应速率）； （2）不能说明反应历程。

  4. 本节的主要研究内容: 　1-3-1基本概念 1-3-2热力学第一定律 1-3-3反应热与反应焓变 1-3-4反应热的热力学计算

  5. 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。 物质 体系 环境 能量 1-3-1 基本概念 1-3-1 基本概念（Basic Concepts） 1-3-1基本概念和术语 体系和环境 如一支试管中装一定量NaCl水溶液，再加一定量AgNO3的混合溶液，作为研究的对象的这试管中的溶液混合物（含可能有的沉淀）为体系，而试管和试管外的密切关联的物质和空间则为环境。 1. 体系与环境 体系：研究的对象. 环境：与体系密切相关的部分. 2014/10/24

  6. 体系分类 体系和环境间交换 物质 能量 敞开体系 √ √ 封闭体系 — √ 孤立体系 — —

  7. 状态和状态函数 化学热力学的“状态”区别于聚集状态 聚集状态—在一定条件下物质质点聚集的物理形态。有气、液、固、等离子体等之分． 状态：体系一些性质的综合表现。 状态函数：描述体系状态的物理量。 如：物质的量、压力、体积、温度等。

  8. 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) (3)描述体系所处状态的各状态函数之间是 有联系的

  9. 状态和状态函数 状态和状态函数

  10. 过程与途径 （1） 状态变化的经过称为过程 (恒温、恒 　　　压、恒容、绝热过程）； （2） 完成过程的具体步骤称为途径； （3） 状态1 → 状态2 ： 途径不同，状态函 　　　数改变量相同； （4） 状态一定时，状态函数有一个相应的 　　　确定值。始终态一定时，状态函数的 　　　改变量就只有一个唯一数值。 （5） 等压过程： 压力恒定不变 ΔP = 0；等 　　　容过程：ΔV = 0；等温过程：ΔT = 0

  11. 恒温过程(II) 298K，506.5 kPa 298 K，101.3 kPa 途径(II) 实 恒压过程 恒压过程 际 途径 (II) 过 程 (I) 恒温过程 375 K，101.3 kPa 375 K，506.5 kPa (I) 图 　实际过程与完成过程的不同途径

  12. ∑X = ∑Xi；i= 1

  13. 功和热(Work and Heat) J J 在化学反应中涉及较广的是体积功，即由 于化学反应发生引起体系体积变化反抗外力作 用而与环境交换的功，称为体积功；其他功统 称非体积功。 体积功：W =P·ΔV

  14. 问题：热和功是否为状态函数？ 从热和功的定义可知，热和功不是状态函数，不仅与过程的始、终态有关，而且与过程的具体途径有关。

  15. 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) 热力学能(以往称内能) 热力学能(U)——体系内部能量的总和 ∑X = ∑Xi；i= 1 ∑X = ∑Xi；i= 1 问题：U是否为状态函数？ ΔU呢？

  16. ＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定体系 热力学能的变化值。 △U：可确定。 ●广度性质，具有加和性，与物质的量成正比； ●体系与环境之间能量交换的方式； ●热和功的符号规定。

  17. 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) U = U2 - U1 = Q + W 热力学第一定律的数学表达式 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。

  18. 同理

  19. 1-3-2 反应热和反应焓变 如： 2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)Qp=-571.66kJ·mol-1 H2(g)+O2(g)→H2O(l) Qp=-285.83kJ·mol-1 12 1-3-2 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1mol反应) 时的反应热。

  20. 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。 恒压反应热和反应焓变 有气体参与的反应： 　　　　反应始态(1)→反应终态(2) U = Qp + W = Qp - pV 恒压反应热不等于体系热力学能的变化

  21. 反应焓变 Qp = H2 - H1 = H U = Qp + W = Qp - pV U2-U1=Qp-p (V2-V1) Qp=(U2+pV2) – (U1+ pV1) 焓: H = U + PV 说明：（1）H 无明确物理意义 （2）H 是状态函数 （3）单位J·mol-1、kJ·mol-1 （4）绝对值无法测知

  22. 反应焓变 如：2H2(g) + O2(g)→2H2O(l) H＝Qp=-571.66kJ·mol-1 H2(g)+O2(g)→H2O(l) 　　　　　　　　H＝Qp=-285.83kJ·mol-1 12 化学反应在封闭体系中，恒温、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：Qp > 0,　 H > 0 放热反应：Qp < 0, 　H < 0

  23. 问题： H是状态函数还是非状态函数？H呢？ ΔH的物理意义：在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热QＰ全部用来增加或减少体系的焓。 ΔH表示 ΔH = ΔU + pΔV 适用条件： 封闭体系，等温等压条件，不做有用功。

  24. 恒容反应热（QV） QV ：若体系在变化过程中，体积始终保持不变（ΔV = 0），则体系不做体积功，即W = 0；这个过程放出的热量为QV 根据热力学第一定律， QV = Δ U 说明：在等容过程中，体系吸收的热量QV（右下标V, 表示等容过程）全部用来增加体系的热力学能。

  25. Qp与Qv之间的关系： 　●Qp = H= U + p V = Qv + nRT 　●对液态和固态反应，Qp ≈ Qv, H ≈ U 　●对于有气体参加的反应， V ≠ 0, Qp ≠ Qv 　●ΔH +体系从环境吸收热量，吸热反应； 　●ΔH -体系向环境放出热量，放热反应。

  26. 例：用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反应热为- 4807.12 kJmol-1,求其Qp值 解：C7H16(l) + 11O2(g)  7CO2(g)+ 8H2O(l) n = 7 - 11 = - 4 Qp = Qv + nRT = - 4807.12 + (- 4)  8.314  298/1000 = - 4817.03 kJmol-1 R = 8.314 J K-1  mol-1 = 8.314 Pam3  K-1  mol-1 = 8.314 kPadm3  K-1  mol-1

  27. 例: 在101.3 kPa条件下，373 K时，反应 2H2(g)+ O2(g) ==== 2H2O(g) 的等压反应热是 - 483.7 kJ · mol – 1，求生成1mol H2O（g）反应时的等压反应热QP及恒容反应热QV。 解：①由于H2(g)+ 1/2O2(g) ==== H2O(g) ∵ 反应在等压条件下进行， ∴Qp= Δ H = 1/2(- 483.7) = - 241.9 kJ · mol – 1

  28. ②求QV H2(g)+ 1/2O2(g) ===== H2O(g) 反应前后物质的化学计量数变化(Δ n) = - 0.5 ∴pΔV = ΔnRT = - 0.5  8.314  373 = - 1.55 kJ · mol – 1 ∵ Qp = Qv + nRT ∴ Qv= Qp – nRT = - 241.9 – (-1.55) = - 240.35 kJ · mol – 1

  29. 热化学方程式 298.15K 如: H2(g) + O2(g) H2O(g) 100kPa rHm = -241.82 kJ·mol-1 表示在298.15K、100kPa下，当反应进度 =1mol时(1mol H2(g)与 mol O2(g)反应， 生成1mol H2O(g)时), 放出241.82kJ热量。 12 12 表示化学反应与热效应关系的方程式 rHm——摩尔反应焓变

  30. ※书写热化学方程式： ● 注明反应的温度和压强条件 ● 注明反应物与生成物的聚集状态 g-气态； l-液态 ；s-固态 ●rHm值与反应方程式的写法有关，如 2H2(g) + O2(g) = 2H2O (g), rHm= -483.6 kJ·mol-1 2H2(g) + O2(g) = 2H2O (l), rHm= -571.68 kJ·mol-1 H2(g) +1/2 O2(g) = H2O (g), rHm= -241.8 kJ·mol-1 H2O (g) = H2(g) +1/2 O2(g), rHm= 241.8 kJ·mol-1

  31. ●不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同●不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同 H2（g） + 1/2O2（g） === H2O（g） rHm(298) = -241.8 kJmol-1 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm(298) = - 483.6 kJmol-1 ●正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反 2H2（g） + O2（g） === 2H2O（g） rHm(298) = -483.6 kJmol-1 2H2O（g） === 2H2（g）+ O2（g） rHm(298) = +483.6 kJmol-1

  32. 1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变 1-3-3标准摩尔反应焓变的计算 标准(状)态

  33. 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 单位： kJ·mol-1 物质 fHm/(kJ·mol-1) 稳定性 CaO(s) -635.09 加热不分解 CuO(s) -157.3 高温时分解 注意： 1.最稳定纯态单质fHm=0, 如fHm(石墨)=0 2. fHm代数值越小, 化合物越稳定 标准摩尔生成焓 3.必须注明温度，若为298.15K时可省略

  34. 关于标准生成焓 • (1)同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同 • fHm（H2O，g）= - 241.8 kJmol-1 • fHm（H2O，l） = - 285.8 kJmol-1 •  (2)只有最稳定单质的标准生成热才是零； • fHm（C，石墨）= 0 kJmol-1 • fHm（C，金刚石）= 1.9 kJmol-1 • 附录中数据是在 298.15K下的数据。 • 同一物质在不同 温 度下有不同的标准摩尔生成热；

  35. 反应焓变的计算公式 • 一般地，对于反应：aA + bB  cC + dD • rHm＝ fHm,(生成物) - fHm,(反应物) • ＝ c  fHm,c + d  fHm,d - • a  fHm,a - b  fHm,b (任一物质均处于温度T 的标准态)

  36. 例: 计算CaCO3(s) =CaO(s) + CO2 (g)反应的热效应 解： 　　　　CaCO3(s) == CaO(s) + CO2 (g) 查表:fHm/kJmol-1 -1206.9 -635.6 -393.5 ∴ rHm=[(-635.6) + (-393.5) – (-1206.9)] = 177 kJmol-1 吸热反应。 例: 计算3C2H2(g) ==== C6H6(g) 反应的热效应。 解： 3C2H2(g) ==== C6H6(g) 查表：fHm/kJmol-1 227 83  ∴ rHm = 83 – 3×227 = –598 kJmol-1 这一反应是放热反应，反应热为 – 598 kJmol-1。

  37. 赫斯(Hess)定律 rHm C(s) + O2(g) CO2(g) H1 H2 CO(g) + O2(g) 12 H1 = rHm-H2=[(-393.51)-(282.98)]kJ·mol-1 =-110.53 kJ·mol-1 在恒温恒压或恒温恒容条件下，体系不做非体积功，则反应热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。 应用赫斯定律可以计算难以测定或无法用实验测定的反应热。 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。 rHm= H1+ H2 2014/10/24

  38. 例：已知Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) rHm = 349.8 kJmol-1 SnCl2(s) + Cl2(g) = SnCl4 (l) rHm= 195.4 kJmol-1 试求:Sn(s)+ 2Cl2(g) = SnCl4(l) 的反应热rHm 解：Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) rH1 (1) SnCl2(s) +Cl2(g) = SnCl4 (l) rH2(2) (1) + (2) 得Sn(s) + 2Cl2(g) = SnCl4(l) rHm ∴rHm = rH1 + rH2 = 349.8+ (195.4) = 545.2 kJmol-1 计算时, 注意系数和正负号

  39. 应用条件： 注意： ① 某化学反应是在等压（或等容）下一步完 成的，在分步完成时，各分步也要在等压 （或等容）下进行； ② 要消去某同一物质时，不仅要求物质的种 类相同，其物质的聚集状态也相同。

  40. 第三节结束 普化原理多媒体电子教案 第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系 第三节 结束

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