第1章 热化学与能源.ppt

普通化学,福州大学2010级土木工程专业主讲高绍康联系电话22866130（办公室）13960957846（手机）E-mailgaosk助教陈淑妹联系电话15005047069（手机）,祝同学们新春快乐学习进步,普通化学第五版浙江大学普通化学教研组编王明华徐端钧周永秋张殊佳修订高等教育出版社，北京出版年2002年7月,教材,普通化学绪论,一、化学的地位与作用,二、化学的分支,三、学习化学的目的,四、教学内容及安排,化学是一门既古老又年轻的科学。,化学是研究和创造物质的科学，同工农业生产和国防现代化，同人民生活和人类社会等都有非常密切的关系。,研究现状（化合物）1900年～55万种2000年2000万种时间分辨率1fs（10－15s）空间分辨率0.1nm分析所需最小量10-13g。,一、化学的地位与作用,化学与数学、物理等同属于自然科学。而且化学是一门中心性的、实用性的和创造性的科学。,一、化学的地位与作用,1.化学的研究对象,化学的研究对象整个物质世界。而与人类关系最大、最直接的物质是由包括原子、分子、生物大分子乃至超分子组成，都是化学研究的范围。,化学科学在宏观上将是研究和创建“绿色化“原理与技术的科学，微观上将是从原子、分子水平上揭示和设计“分子“功能的科学。,化学是在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律的学科。,研究对象与范围对象原子、分子、晶体、各种天然与人工合成大分子。内容组成、结构、物理与化学性质、制备方法与工艺；物质各种聚集状态（包括晶体、非晶体、流体、等离子体、介观与纳米态）下的性质、功能与应用。,1.化学的研究对象,化学是一门中心科学，已成为高科技发展的强大支柱，已渗入到社会、技术和科学的各个领域。今天的文明很大程度是构建在化学成就基础上的。,2.化学的成就,著名化学家、福大名誉校长卢嘉锡院士曾说“化学发展到今天，已经成为人类认识物质自然界、改造物质自然界，并从物质和自然界的相互作用得到自由的一种极为重要的武器。就人类的生活而言，农轻重、吃穿用，无不密切地依赖化学。在新技术革命浪潮中，化学更是引人瞩目的弄潮儿。”,2.化学的成就,如果没有发明合成氨和尿素，当今世界60多亿人口中有一半要饿死。如果没有抗生素和化学药物，幸存的30亿人平均寿命要缩短25年。,不仅如此，如果没有化学反应和化学合成技术，我们将风餐露宿（没有防雨布、复合建材、水泥甚至一块塑料布）蓬头垢面（没有肥皂、沐浴液、洗面奶等）。,我们这些“新”人类至今仍在炎炎烈日下上山狩猎、刀耕火种没有优选种子、化肥、火药、农药等）或在如墨的黑夜中肩扛步行，围火取暖（没有空调、煤油、汽油、蜡烛、电池甚至火柴）。,1900年，从天然产物中分离提取的化合物加上人工合成的化合物只有约55万种；到1999年12月，化合物总数已达2340万种。,2.化学的成就,在过去的100年中，化学家合成和分离了2285万种新物质。这些新物质中的一小部分作为新药物、新材料来满足人类的生活和高新技术发展的需要。,在诺贝尔化学奖中，有40多项代表了制备化学的成就。此外，诺贝尔生物学奖中，也有重要药物的发现和合成。,3.化学是一门中心学科,化学作为中心科学最容易形成交叉学科，越来越多的化学家聚集到许多学科的边缘，与其他学科的科学家合作。各个学科的科学家都赞同化学的知识根基，都认可化学家的作用是至关重要。,,化学,能源,衣,食,住,行,材料,冶金,医药卫生,国防,资源利用,环境保护,农业,建材,汽车,,,,,,,,,,,,,,化学是一门社会需要的中心科学,衣合成纤维，衣料的化学处理，印染等。,食化肥，农药、食品添加剂等。,住建筑材料如水泥、石灰、油漆、玻璃、塑料等。,行各种燃料如汽油、柴油及其添加剂、防冻剂、润滑剂等。,日常生活药品、洗涤剂、化妆品等。,化学是一门社会需要的中心科学,化学是一门社会需要的中心科学,社会的发展也离不开化学。化学对于实现农业、工业、国防和科学技术现代化具有十分重要的作用。,目前，国际上最关心的几个重大问题环境保护、能源开发与利用、功能材料的研制、生命现象的探索都与化学密切相关。,移上游之花，可以接下游科学之木。,3.化学是一门中心学科,化学,物理学,计算与信息科学,天文学,数学,地学,工程科学,生命科学,材料科学,,,,,,,,,化学是承上启下的中心学科,化学也经常从其他学科中汲取关键性的养分，来发展自己。所以，21世纪是物理学、化学、生命科学、材料科学、信息科学、能源科学、海洋科学、空间科学等科学相互交叉、相互渗透、共同繁荣的世纪。,3.化学是一门中心学科,化学,生物学,,,生物化学,化学生物学,生命化学,生物大分子结构化学,,,,,,,,3.化学是一门中心学科,新世纪化学学科的任务,改造世界和保护世界,普通化学绪论,化学仍是解决食物短缺问题的主要学科之一,化学将续推动材料科学发展,化学是提高人类生存质量和生存安全的有效保障,化学在能源和资源的合理开发和高效安全利用中起关键作用,化学是生命科学的重要支柱,新世纪化学学科的作用,21世纪的化学以其中心科学之重当仁不让地继续在环境、能源、材料三大领域起主导作用。同时，化学秉其“化学”擅变之妙，通过与物理、信息、生命、海洋、空间和核科学等六大领域的交叉而使自己愈发异彩纷呈。,普通化学绪论,化学的魅力在于能变废为宝，化腐朽为神奇。,普通化学绪论,,无机化学研究无机物的组成、结构、性质和无机反应与过程的化学。,二、化学的分支,有机化学研究碳氢化合物及其衍生物的化学，亦称碳的化学。,分析化学测量和表征物质的组成和结构的学科。,物理化学研究所有物质系统的化学行为的原理、规律和方法的学科。,高分子化学研究高分子化合物的结构、性能与反应、合成方法、加工成型及应用的化学。,应用方面交叉边缘学科有燃料化学、环境化学、材料化学、生物化学、放射化学、激光化学、地质化学、计算化学、能源化学、绿色化学、化学信息学、纳米化学、化学生物学等。普通化学作为一门基础课程，将对化学科学各分支的基础知识作一整体的介绍。,二、化学的分支,,我们已进入多学科的时代，学科的界线越来越模糊。对一个人的科学素质要求，也更加多样化和综合化。科学素质不仅仅是传统的数学、物理、化学和生物等学科的知识，还包括了这些基础学科之间交叉、融合的许多新兴学科和边缘学科的知识。,三、学习化学的目的,对新世纪的大学生来说，其知识结构应包含专业知识、人文知识和一定的管理知识。而在专业知识中，必须有宽厚扎实的自然科学知识基础，才能掌握和应用好本专业的知识，才能在综合素质中表现出开拓性和创造性。,三、学习化学的目的,化学学科研究的对象生动有趣，化学现象变化多，既有宏观的也有微观的，又贴近生活，有自己一套“语言”，有独特的“学科文化”。我们在学习化学知识的同时，可以了解化学学科的发展过程、发展特点和发展趋势，学会化学学科观察事物的方法和思维方式。,三、学习化学的目的,化学知识是自然科学知识中必不可少的知识之一，它对自然界的理解和观察有独到的地方。因为它涉及的范围无所不包，在人们生活中无处不在。,对非化学专业的大学生来说，学习、掌握一定的化学知识，了解化学观察事物的有关方法，并使其从知其然上升到知其所以然，就可能在今后的工作、生活中，从自己的知识宝库中产生创新、创造的力量。,了解当代化学学科的概貌；用化学的观点分析、认识生活和工作中的化学问题。,三、学习化学的目的,★使同学具有必备的近代化学基本理论、基本知识和基本技能；,★培养高素质人才。使同学成为知识面宽、基础扎实、有开拓创新能力的高素质人才。,★了解这些理论知识和技能在工程实际的应用；,三、学习化学的目的,,四、教学内容及安排,课程的内容安排1.化学反应基本原理（宏观体系部分）化学热力学、化学动力学、水化学、电化学等。2.物质结构基础（微观体系部分）原子结构、分子结构、固体结构、配合物结构等。,I.理论部分,Ⅱ.实验部分（独立设课）开设4个实验。（时间第3～10周的周四、周五下午，单双周）Ⅲ.基本知识和应用化学（自学）单质和化合物的知识，化学与能源、环境、材料、信息、生命和健康，以及与人文社会的关系和互相渗透等内容。,四、教学内容及安排,教材普通化学（第五版）（面向21世纪课程教材）浙江大学普通化学教研组高等教育出版社普通高等教育“九五”国家教委重点教材,四、教学内容及安排,主要参考书,1.无机化学（第四版）武汉大学主编高教版2.无机化学（第四版）大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社出版3.无机化学析疑与习题解析大连理工大学无机教研室编，高等教育出版社出版4.大学化学曾政权等编重庆大学出版社5.大学化学原理朱启祯等编科技出版社,,五、学习方法及考核,1．以化学基本原理为纲热力学原理---宏观结构化学原理原子、分子、晶体－－微观元素化学---宏观和微观2．预习---复习---习题总结记忆重要性质、规律性、特殊性、反常性。3．作业通过课后习题巩固理论知识。独立完成4．实验巩固理论知识。预习和操作,理论课重点弄清各章的知识点、重点和难点。课堂上认真听讲、课后认真复习与消化、认真完成作业。实验是课程的重要环节，做实验能加深与巩固对基本理论和知识的理解；能训练基本操作技能，培养独立操作、观察记录、分析归纳，写报告等多方面的能力以及科学工作方法。实验要求写好预习报告，不得迟到、缺席，独立操作，独立写实验报告。,课程考核方式,结构成绩制1.期末统考成绩90802.平时作业和考核1020,第1章热化学与能源,本章知识要点1.掌握理想气体定律、分压定律及其有关计算；2.掌握化学计量数和反应进度的概念；3.理解热力学第一定律及qp与qv的关系；4.掌握盖斯定律及有关计算；5.掌握标准摩尔生成焓、反应标准焓变及其有关计算。,第1章热化学与能源,1.1理想气体定律,1.2热力学的基本概念,1.3反应热的理论计算,1.1理想气体定律,一、气体的基本物理特性,二、理想气体定律,三、理想气体定律的应用,四、分压定律与分体积定律,,1.1理想气体定律,1.扩散性,一、气体的基本物理特性,气体没有固定的体积和形状。组成气体的分子处于永恒地无规则的运动中。,2.可压缩性,在通常的温度压力下，气体分子间相距甚远，且本身所占有的体积很小，故易被压缩。,气体的基本物理特性是它的扩散性和易压缩性。气体密度小，不同的气体可以任意比例混合。不管容器的大小以及气体量的多少，气体都能充满整个容器，而且不同气体能以任意的比例互相混合从而形成均匀的气体混合物。气体的体积随系统的温度和压力的改变而改变。,一、气体的基本物理特性,,二、理想气体定律,1.理想气体状态方程式,①波义尔定律当n和T一定时，气体的V与p成反比V∝1/p（1）②查理-盖吕萨克定律n和p一定时，V与T成正比V∝T（2）③阿佛加德罗定律p与T一定时，V和n成正比V∝n（3）,以上三个经验定律的表达式归纳合并后可得到V∝nT/p4实验测得4的比例系数是R，于是有pVnRT5式中n气体物质的量；R气体常数；T气体绝对温度；p气体压力；V体积。,注意R的取值，p、V、n、T的单位。,二、理想气体定律,1.理想气体状态方程式,理想气体状态方程式也可表示为,,或M＝ρRT／p7式中m质量；M摩尔质量;（n＝m/M）ρ密度，ρ＝m／V。,1.理想气体状态方程式,6,2.气体常数R,在标准状况STP下,T273.15K，p101.325kPa,实验证明1mol气体的标准摩尔体积Vm22.414dm322.41410-3m3,则由式1可求得,Jmol-1K－1,二、理想气体定律,3、理想气体定义,理想气体把气体中的分子看成是几何上的一个点，它只有位置而无体积，同时假定气体中分子间没有相互作用力，那么这样的气体称为理想气体。理想气体是实际气体的一种极限情况。,实际气体只有在高温低压的情况下才能把它近似地看成理想气体。,二、理想气体定律,当实际气体的体积很大压力很小，而且大大超过分子本身的体积时，分子本身的体积可以忽略不计；当气体分子与分子之间的距离较大时，分子与分子之间的相互吸引力与气体分子本身的能量相比，亦可忽略不计。因此，这种情况下的实际气体可看成为理想气体。低压、高温下的实际气体的性质非常接近于理想气体。,3、理想气体定义,二、理想气体定律,4.实际气体的状态方程式,实际气体与理想气体相比总有一定的偏差，偏差的大小除与气体本身性质有关外，还与温度、压力有关。当压力较低、温度较高时的实际气体可近似看成理想气体。一般在常温常压下的实际气体与理想气体的偏差较小在5％之内。,二、理想气体定律,理想气体假设1分子间引力可忽略不计。但实际上气体分子间不可能没有引力，所以这种情况下气体分子碰撞器壁时所表现出来的压力要比无分子间引力时为小，即p实际V理想,4.实际气体的状态方程式,由以上分析可知，若对实际气体的压力p实际与体积V实际各引入一个修正项，则理想气体状态方程式便可适用于实际气体。荷兰的物理学家Vanderwaals对理想气体状态方程进行了如下修正,,,1mol气体,nmol气体,8,9,上式称为VanderWaals方程。式中a,b称VanderWaals常数。常见气体的a和b的值可查化学数据表。,VanderWaals方程是一个半经验方程，用其对实际气体进行计算，优于用理想气体状态方程计算的结果。由于实际气体与理想气体有偏差，所以我们在解决实际问题时应引起重视。,表1-1某些气体的VanderWaals常数,,三、理想气体定律的应用,计算p、V、T、n中的任意物理量；确定气体的密度和摩尔质量。,1.1理想气体定律,例1.已知淡蓝色氧气钢瓶容积为50L，在20℃时，当它的压力为1000kPa时，估算钢瓶内所剩氧气的质量。,,解由6式得,三、理想气体定律的应用,,四、分压定律与分体积定律（P55）,1.理想混合气体,当几种不同气体在同一容器中混合时，如果它们相互间不发生化学反应，分子间的相互作用和分子本身的体积可以忽略不计，那么它们就互不干扰，如同单独存在于容器中一样，该气体混合物就称为理想混合气体。,2.分压和分压定律,分压pi是指混合气体中某一组分气体i在与混合气体处于相同温度下时，单独占有整个容积时所呈现的压力。混合气体的总压等于各气体分压的代数和，此即为分压定律,总压p＝p1p2p3＝,（10）,分压pi＝niRT／V,（11）,四、分压定律与分体积定律,＝n1RT/V＋n2RT/V＋＝p1＋p2＋＝∑pi,p＝n1n2n3RT／V,由pV＝nRT可推导出式11，推导如下,,,,,,将该式代入上式，得,若以p＝nRT/V除式11，则可得,或,令,式中xi为某组分气体i的摩尔分数。该式为Dalton分压定律的另一种表示形式。,2.分压和分压定律,分体积Vi＝niRT／p是指混合气体中任一气体在与混合气体处于相同温度下，保持与混合气体总压相同时所占有的体积。混合气体的总体积等于各气体的分体积的代数和，这一规律叫做分体积定律。,,V＝VlV2V3＝13,3.分体积定律,由式12和式14可得,,∴,四、分压定律与分体积定律,3.分体积定律,例2.实验室用KClO3分解制取氧气时，在25℃、101.0kPa压力下，用排水取气法收集到氧气2.4510-1L收集时瓶内外水面相齐。已知25℃时水的饱和蒸气压为3.17kPa，求在0℃101.3kPa时干燥氧气的体积。,解T1＝298K，V1＝2.4510-1Lp1pO2p湿－pH2O101.0－3.1797.83kPaT2＝273K，p2＝101.3kPa,则由理想气体状态方程可得,,,例4.某容器中含有NH3、O2、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n（NH3）0.320mol，n（O2）0.180mol，n（N2）0.700mol。混合气体的总压p133.0kPa。试计算各组分气体的分压。解nn（NH3）n（O2）n（N2）0.320mol0.180mol0.700mol1.200mol,pN2p-pNH3-pO2133.0-35.5-20.0kPa77.5kPa,1.对于Ａ,Ｂ两种混合气体,下列公式中不正确的是Ap总V总n总RTBpAVAnARTCp总VAnARTDB,2.实际气体和理想气体更接近的条件是A高温高压B低温高压C高温低压D低温低压C,练习选择题,3.在等温条件下,1.00dm3密闭容器中装有A和B的混合气体,其总压力为100kPa，气体A的分压为50kPa,则下列说法中不正确的是---------------------------------------AA的摩尔分数为0.50BA与B的物质的量相等CA的分体积为0.50dm3DA与B物质的量之比为1∶2D,,1.2热力学的基本概念,化学反应发生时，总是伴随着能量的变化。能量的形式有多种，但通常多以热的形式放出或吸收。能量可以被贮存和转化，热和功是能量传递的两种形式。研究热和其他形式能量相互转化之间关系的科学称为热力学。,应用热力学原理，研究化学反应过程中能量变化的规律和定量关系的科学，称为化学热力学，简称热化学。,,热力学是在研究提高热机效率的实践中发展起来的；十九世纪建立起来的热力学第一、第二两个定律奠定了热力学的基础，使热力学成为研究热能和机械能以及其它形式的能量之间的转化规律的一门科学。二十世纪初建立的热力学第三定律使得热力学臻于完善。化学热力学可以解决化学反应中能量变化、化学反应进行的方向和限度等问题。这些正是化学工作者极其关注的问题。,1.2热力学的基本概念,化学热力学在讨论物质的变化时，着眼于宏观性质的变化，不涉及物质的微观结构，可得到许多有用的结论。运用化学热力学方法研究化学问题时，只需知道研究对象的起始状态和最终状态，而无需知道变化过程的机理，即可对许多过程的一般规律加以探讨。这是化学热力学最成功的一面。应用化学热力学讨论变化过程，没有时间概念，因此不能解决变化进行的速度及其它和时间有关的问题。这又使得化学热力学的应用有一定的局限性。,1.2热力学的基本概念,1.2热力学的基本概念,一、热力学基本概念,二、化学反应计量式和反应进度,三、反应热,,化学热力学主要解决化学反应中的三个问题①化学反应中能量是如何转化的；②化学反应的方向性问题；③反应进行的程度问题。,应用热力学原理，研究化学反应过程中能量变化的规律和定量关系的科学就叫做化学热力学，也叫热化学。,1.2热力学的基本概念,1、系统和环境热力学中把研究的物质或对象称为系统，将系统以外的其它部分称为环境。系统也称体系。,例如，我们要研究密闭容器中锌与稀硫酸的反应，则可将溶液及其上方的空气、反应产生的氢气定为系统，将容器以及容器以外的物质当作环境。如果容器是敞开的，则系统与环境的界面只能是假想的。但我们所说的环境，经常指那些和系统之间有密切关系的部分。,一、热力学基本概念,1.2热力学的基本概念,按照系统与环境之间的有无物质和能量的交换，通常可将系统分为三类①敞开系统系统与环境之间既有能量交换又有物质交换。又称开放系统。②封闭系统系统与环境之间有能量交换但没有物质交换。③孤立系统系统与环境之间既无能量交换，又无物质交换。又称隔离系统。系统＋环境孤立系统,,一、热力学基本概念,1、系统和环境,例如，在一敞口杯中盛满热水，以热水为系统则是一敞开系统。降温过程中系统向环境放出热能，又不断地有水分子变为水蒸气逸出。若在杯上加一个不让水蒸发出去的盖子，则避免了与环境间的物质交换，于是得到一个封闭系统。若将杯子换成一个理想的保温瓶，杜绝了能量交换，于是得到一个孤立系统。,1、系统和环境,在热力学中，我们主要研究封闭系统。,系统和环境,2、系统的性质质量、体积、温度、压力、密度、组成等系统的一切宏观性质叫做系统的热力学性质，简称系统的性质。1广度（容量）性质与系统中物质的量成正比的物理量体积V、质量m、热容C、焓H、熵S等；具有加和性。,一、热力学基本概念,2强度性质数值上不随系统中物质总量的变化而变化的物理量（温度T、密度ρ、比热容Cs、压力p等）。,很明显，系统的某种广度性质除以物质的量或质量（或任何两个广度性质相除）之后就成为强度性质。如Vm、密度ρ、摩尔分数等。,3.状态和状态函数,状态是系统内各种宏观性质的综合表现。1由压力、温度、体积和物质的量等物理量所确定下来的系统存在的形式称为系统的状态。2确定系统状态的物理量称为状态函数。3状态函数的特点①状态一定，其值一定；②殊途同归，值变相等；③周而复始，值变为零。状态发生变化，其值也发生变化。状态函数的变化量只与系统的始态和终态有关，而与变化的途径无关。数学上具有全微分的性质。,一、热力学基本概念,4.过程与途径1过程状态变化的经过称为过程有恒温、恒压、恒容、绝热过程、循环过程、可逆过程等）2途径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；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。4常见过程等压过程压力恒定不变Δp0；等容过程ΔV0；等温过程ΔT0。,一、热力学基本概念,,,p3303.9kPaT3473KV30.845m3,p1101.3kPaT1373KV12m3,,p1202.6kPaT1373KV11m3,,,,,（I）等温加压,（II）加压、升温,减压、降温,始态,终态,理想气体的变化过程和途径,,4.过程与途径,系统经过某过程由状态I变到状态II后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除即环境也同时复原，这种过程称为热力学可逆过程。例如，等温可逆、绝热可逆、可逆相变等。实际过程都是不可逆过程。可逆过程是理想的过程，是科学的抽象。实际过程只能无限趋近于它。可逆过程最经济、效率最高。（系统做最大功，环境消耗最小功）,可逆过程是在系统接近平衡的状态下发生的无限缓慢的过程，因此它和平衡态密切相关。,5.热力学可逆过程,6.相相系统中具有相同的物理性质和化学性质且与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分。均匀是指其分散度达到分子或离子水平的。有单相（均相）和多相（复相）系统之分。,NaClaq＋冰,一、热力学基本概念,相,NaCl水溶液为液相,,三块冰为固相,,,水蒸气为气相,气相通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都只有一个气相。液相按其互溶程度可以是一相、两相、三相。,单相系统与多相系统,,二、化学反应计量式和反应进度,物质B的化学计量数，反应物取负值，产物取正值。,1.化学反应计量式,2.化学计量数化学式前的系数,根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子，或简称反应式。,3.反应进度,的SI单位是mol,描述化学反应进行的程度，用ξ/ksai/表示。在反应热的计算、化学平衡和反应速率的表示式中被普遍使用。反应进度ξ的定义式为,引入反应进度的优点无论选用哪种物质表示反应进行的程度均是一样的。,103000,8244,注意反应进度必须对应具体的反应方程式。,8244mol,10300mol,ξ1，表示1molN2与3molH2反应生成2molNH3,对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。对同一反应，反应进度的值与反应方程式的写法有关。摩尔反应按所给反应方程式的化学计量数进行了一个单位的化学反应，即反应进度为1mol的化学反应。,ξ1，表示1/2molN2与3/2molH2反应生成1molNH3,如,,三、反应热,1.反应的热效应,是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热。化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称反应热，用q表示。可用量热计测量。,q＝-csmsT2－T1-csms△T-C△T,式中cs为比热容，单位为Jg-1K-1C为介质的热容，单位为kJK-1q＜0表示放热，q＞0表示吸热。,弹式热量计测得的是反应的定容反应热qv。大多数化学反应是在敞口容器中进行，是对应于定压反应热qp。,约定“实测的反应热精确”----定容反应热qv“反应热”----定压反应热qp,2.反应热的实验测量方法,设有nmol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热计与恒温水浴量热计与恒温水浴的热容为的温度从T1上升到T2，弹式CsJK-1，比热容为csJK-1kg-1，则,由于完全反应，ξn因此摩尔反应热,弹式量热计,问题如何确定qv与qp的关系，以求得更常用的qp值（热力学第一定律）对于实验无法直接测得的反应，如何得知其反应热例如,,（盖斯定律）,1.3反应热的理论计算,一、热力学第一定律,二、化学反应的反应热和焓,三、反应标准摩尔焓变及其计算,,1.3反应热的理论计算,1.热和功2.热力学能3.热力学第一定律,一、热力学第一定律,系统与环境之间由于存在温差而传递的能量，单位为J。热不是状态函数。规定系统吸热q0；系统放热q0。吸热为正，放热为负）,热和功是系统发生变化时与环境进行能量交换的两种形式，均具有能量的单位。,1.热和功,1）热q,系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量，单位为J。规定系统对环境做功，w0（得功）,非体积功w’,,,,,,pex,V1,,,V2,2功w,体积功,功也不是状态函数,热力学能U系统内部能量的总和，也称内能。内部的能量来源于系统内各种物质的微观粒子不停的运动和相互作用，如分子振动能、平动能、转动能，分子间势能，原子间键能，电子运动能，核能等。U是状态函数,,2.热力学能,热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。,＊U①绝对值无法确定没完全认识物质的所有运动形态）；②系统状态发生改变时，系统和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定系统热力学能的变化值。△U可确定。③广度性质，具有加和性，与物质的量成正比。,由于物质结构的复杂性和内部微观粒子相互作用的多样性，系统的热力学能的绝对值还难以确定。但在处理反应过程的能量关系时涉及的仅是热力学能的变化量ΔU。,3.热力学第一定律,对于封闭系统,热力学第一定律为,热力学定律的实质是能量守恒与转化定律。,,若封闭系统由始态热力学能为U1变到终态热力学能为U2，同时系统从环境吸热q、得功w，则系统热力学能的变化为,U2U1qwU2－U1qw,例1某封闭系统在某一过程中从环境中吸收了50kJ的热量，对环境做了30kJ的功，则系统在过程中热力学能变为,ΔU（50kJ）（-30kJ）20kJ,系统热力学能净增为20kJ。,对绝热封闭系统，ΔU＝对孤立系统，ΔU＝循环过程，ΔU＝,课后请结合P42复习思考题11、2,2,3,4复习和巩固这两次课的内容。,从微观角度，功是大量质点以有序运动而传递的能量（有序能，如电功、机械功等），热是大量质点以无序运动而传递的能量（无序能）。两者质或品位高低如何,作业（P43）1,2,5,6,7,反应热（化学反应的热效应）化学反应和状态变化过程中，经常伴随有吸热或放热的效应，称为反应热。当系统发生反应后，使产物的温度回到反应前始态的温度，系统吸收或放出的热量称为化学反应热。反应热与反应的条件有关。,二、化学反应的反应热和焓,1.定容反应热,二、化学反应的反应热和焓,对于无其他功的封闭系统，在定容过程中，V0，w’0,w0，,qV为定容反应热，只取决于始态与终态。,表明在恒容过程中，系统吸收的热量qV（右下标V,表示恒容过程）全部用来增加系统的热力学能。,所以,2.定压反应热与焓,焓变,焓,封闭系统，在无非体积功、定压过程中，,qpH,在定压过程中，系统吸收的热量qP用于增加系统的焓,H是状态函数，只与系统的始、终态有关。理想气体的U、H只是温度的函数。H的绝对值也是无法确定的。,即,规定,●焓的性质1是状态函数；2是广度性质；3绝对值无法确定；计算焓变的通用公式为△H△U△PV4物理意义qp＝△H,2.定压反应热与焓,●HUpV,qpqv,pV（恒压）●对液态和固态反应qp≈qv,H≈UV＝0●对于有气体参加的反应，V≠0,qp≠qv,qp-qvpV（理想气体）,大量的实验表明，理想气体的U、H只是温度的函数，对于真实气体、液体、固体的U、H在温度不变、压力改变不大时，也可认为近似不变。,3.qp与qv之间的关系,对于无气体参加的反应,w–pexV0,有气体参加的反应压力不高时，可视为理想气体）,rHm与rUm的关系,二、化学反应的反应热和焓,化学反应摩尔定压热与摩尔定容热的关系式,例2用弹式量热计测得298K时，燃烧1mol正庚烷的恒容反应热为-4807.12kJmol-1,求其qp值。解C7H16l11O2g7CO2g8H2Ol∑n∑νBg7-11-4qpqv∑nRT-4807.12-48.314298/1000-4817.03kJmol-1,二、化学反应的反应热和焓,4.盖斯Hess定律1840年瑞士科学家G.H.Hess从大量热化学实验中总结出一条规律在恒容或恒压条件下，不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。,问题如何求反应C石墨＋1/2O2gCOg的反应热,注意盖斯定律的应用条件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在各步反应中对某一物质，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也应相同。,二、化学反应的反应热和焓,例.求反应C石墨＋1/2O2gCOg的反应热,rHm,3＝rHm,1－rHm,2,已知C石墨＋O2gCO2g1rHm1-393.5kJmol-1COg＋1/2O2gCO2g2rHm2-283.0kJmol-11-2C石墨＋1/2O2gCOg的rHm3为rHm3＝rHm1－rHm2＝-110.5kJmol-1,可以看出碳不完全燃烧生成COg时所放出的热量只有完全燃烧生成CO2g时所放出的热量的1/4多一些。燃料完全燃烧比较经济。,P21例3.已知在298.15K和标准条件下,试求反应的摩尔定压反应热。,解根据盖斯定律，由于反应3＝[反应1－反应2]／2所以，,思考题为什么说盖斯定律是热力学第一定律的必然结果（或推论）,,1.热力学标准态,反应物与生成物都是气体时，各物质的分压为100kPa；标准压力pθ＝100kPa。反应物与生成物都是溶液时,各物质的浓度为1.0molL-1；标准浓度cθ＝1.0molL-1固体和液体纯物质的标准态指在标准压力下的纯物质；标准态对温度没有规定。298.15K为参考温度。,三、反应标准摩尔焓变及其计算,在任一温度T、标准压力pθ下，气态物质的标准状态为具有理想气体性质的纯气体状态；液体、固体物质或溶液的标准态为纯液体、纯固体或标准溶度cθ时的状态。,T,ppθ100kPa,纯物质,标准状态国家标准GB3102-8-93规定标准压力pθ＝100kPa标准浓度cθ1molL-1,热化学方程式,三、反应标准摩尔焓变及其计算,反应的摩尔焓变rHm,在一定条件下，化学反应,,反应的摩尔热力学能变rUm,表示化学反应及其反应的标准摩尔焓变关系的化学反应方程式，称为热化学方程式。,表示化学反应及其反应热（标准摩尔焓变）关系的化学反应方程式,标准状态,气体,液,固体,称为反应的标准摩尔焓变。,2.热化学方程式,l,1聚集状态不同时，不同。,2化学计量数不同时，不同。,3温度不同时，也不同。,,3.标准摩尔生成焓,在标准状态时，温度T下,由指定单质生成单位物质的量1mol的纯物质B时反应的焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。,,注意某物质B（或化合物）的标准摩尔生成焓并不是该物质的焓的绝对值，而是相对于生成它的指定态单质的相对值。,因此，可以认为在任意温度下，指定态单质的标准摩尔生成焓均为零，即,物质B的标准摩尔生成焓实际上就是该物质生成反应的标准摩尔焓变。如,,规定水合离子的相对焓值为,4.标准摩尔燃烧焓,在标准状态时，1mol物质B完全氧化成相同温度下的指定产物时标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓。,规定C生成CO2g，H生成H2Ol，N生成NO2g，S生成SO2g，Cl生成HClg等。,P392附录3列出了298K下一些物质的标准摩尔生成焓值。,5.反应的标准摩尔焓变及计算,在标准状态时反应的摩尔焓变叫做该反应的标准摩尔焓变，以rHm或H表示。r表示反应，m反应进度ξ＝1mol,5.反应的标准摩尔焓变及计算,一般地，对于反应aAbBcCdDrHm＝νBfHm生成物-νBfHm反应物＝cfHm,CdfHm,D－afHm,A－bfHm，B,rHm（298.15K）＝νBfHm，B298.15K,注意对同一反应若计量方程式写法不同，ξ的含义也不同，rHm的值就不同。,,例1.求下列反应的反应热rHm解2Na2O2s2H2Ol4NaOHsO2gfHm/kJmol-1-513.2-285.83-426.730rHm＝fHm,生成物-fHm,反应物＝4fHm（NaOH,s-2fHmNa2O2,s-2fHmH2O,l4-426.73-2-513.2-2-285.83-108.9kJmol-1,5.反应的标准摩尔焓变及计算,例2.已知反应HClgH2OHaqCl-aq的rHm＝-74.7kJmol-1fHmHCl,g-92.5kJmol-1,求fHm,Cl-aqfHmH，，aq0.00rHm74.70fHmCl,aq-fHmHCl,g∴fHmCl，aq167.2kJmol-1,5.反应的标准摩尔焓变及计算,物质的聚集状态，查表时要仔细；,应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓时需要注意,公式中化学计量数与反应方程式相符；,数值与化学反应方程式的写法有关；,5.反应的标准摩尔焓变及计算,1.3常见能源及其有效与清洁利用（自学）1.4清洁能源与可持续发展（自学）,第1章热化学与能源作业,第一次第二次（P43）1,2,5,6,7；第三次10,12,13,15,