氣體與熱化學方程式

氣體與熱化學方程式第1頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月氣體的最基本特征：1.理想氣體狀態(tài)方程第2頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月波義爾定律：當n和T一定時，氣體的V與p成反比

V∝1/p

（1）查理-蓋呂薩克定律：n和p一定時，V與T成正比

V∝T（2）阿佛加德羅定律：p與T一定時，V和n成正比

V∝n（3）以上三個經(jīng)驗定律的表達式合并得V∝nT/p(4)實驗測得（4）的比例系數(shù)是R，于是得到

pV=nRT

(5)

這就是理想氣體狀態(tài)方程式注意：R的取值，P、V、n、T單位之間關系

1.理想氣體狀態(tài)方程第3頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月在標準狀況下，1mol氣體的體積

,代入式(1—1)得R的數(shù)值與氣體的種類無關，所以也稱能用氣體常數(shù)。第4頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月二、理想氣體的狀態(tài)方程1．理想氣體：為研究氣體性質的方便，可以設想一種氣體，能嚴格遵守pV=nRT（恒量）

（1）理想氣體的宏觀描述：能夠嚴格遵守氣體三個實驗定律（或嚴格遵守）的氣體叫做理想氣體．（2）理想氣體的微規(guī)模型：我們把分子間不存在相互作用力（除碰撞外），并且分子是沒有大小的質點的氣體叫做理想氣體．（3）理想氣體是從實際氣體抽象出來的物理模型．理想氣體是不存在的，但在溫度不太低，壓強不太大的情況下，可將實際氣體看做是理想氣體．第5頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月物質的量n與質量m、摩爾質量M的關系為則式(1—1)可變換成(1—2)結合密度的定義，則式(1—1)可以變換為

(1—3)它反映了理想氣體密度隨T、p變化的規(guī)律。第6頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月例1-1：一個體積為40.0dm3的氮氣鋼瓶，在25℃時，使用前壓力為12.5Mpa。求鋼瓶壓力降為10.0Mpa時所用去的氮氣質量。解：作用前鋼瓶中N2的物質的量為作用后鋼瓶中的N2的物質的量為則所用氮氣的質量為第7頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月3.理想氣體狀態(tài)方程式的應用(1)計算p，V，T，n四個物理量之一。應用范圍：溫度不太低，壓力不太高的真實氣體。pV=nRT第8頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月(2)氣體摩爾質量的計算M=Mrgmol-1第9頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月(3)氣體密度的計算

==m/V第10頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月2.道爾頓分壓定律在生產(chǎn)和科學實驗中，實際遇到的氣體，大多數(shù)是由幾種氣體組成的氣體混合物。如果混合氣體的各組分之間不發(fā)生反應，則在高溫低壓下，可將其看作理想氣體混合物?；旌虾蟮臍怏w作不一個整體，仍符合理想氣體定律。氣體具有擴散性。在混合氣體中，每一組分氣體總是均勻地充滿整個容器，對容器內(nèi)壁產(chǎn)生壓力，并且互不干擾，就如各自單獨存在一樣。在相同溫度下，各組分氣體占有與混合氣體相同體積時，所產(chǎn)生的壓力叫做該氣體的分壓。1801年，英國科學家道爾頓(J.Dalton)從大量實驗中總結出組分氣體的分壓與混合氣體總壓之間的關系，這就是著名的道爾頓分壓定律。分壓定律有如下兩種表示形式：第11頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月第一種表示形式：混合氣體中各組分氣體的分壓之和等于該氣體的總壓力。例如，混合氣體由C和D兩組分組成，則分壓定律可表示為：(1—4)

式中，分別為C、D兩種氣體的分壓。第12頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月第二種表示形式為：混合氣體中組分的分壓P

等于總壓乘以氣體的摩爾分數(shù)。

(1—5)

摩爾分數(shù)xi是指某氣體的物質的量(ni)與混合氣體的物質的量(n總)之比。第13頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月組分氣體：理想氣體混合物中每一種氣體叫做組分氣體。分壓：組分氣體B在相同溫度下占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力，叫做組分氣體B的分壓。2.分壓定律第14頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月分壓的求解：xBB的摩爾分數(shù)第15頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月例題某容器中含有NH3、O2

、N2等氣體的混合物。取樣分析后，其中n（NH3）=0.320mol，n（O2）=0.180mol，n（N2）=0.700mol?；旌蠚怏w的總壓p=133.0kPa。試計算各組分氣體的分壓。解：n=n（NH3）+n（O2）+n（N2）

=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200mol

p(N2)=p-p(NH3)-p(O2)

=(133.0-35.5-20.0)kPa=77.5kPa第16頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月3分壓定律的應用第17頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月例題:

可以用亞硝酸銨受熱分解的方法制取純氮氣。反應如下：

NH4NO2(s)2H2O(g)+N2(g)如果在19℃、97.8kPa下，以排水集氣法在水面上收集到的氮氣體積為4.16L，計算消耗掉的亞硝酸銨的質量。解：T=（273+19）K=292K

p=97.8kPaV=4.16L292K時，p（H2O）=2.20kPaMr(NH4NO2)=64.04第18頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月n(N2)==0.164molNH4NO2(s)2H2O(g)+N2(g)64.04g1molm(NH4NO2)=?0.164mol

m(NH4NO2)= =10.5g第19頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月*4分體積定律分體積:

混合氣體中某一組分B的分體積VB是該組份單獨存在并具有與混合氣體相同溫度和壓力時所占有的體積。第20頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月稱為B的體積分數(shù)V=V1+V2+第21頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月例1-2：25℃時，裝有0.3的體積為1L的容器與裝有0.06

的體積為2L的容器用旋塞連接。打開旋塞，待兩邊氣體混合后，計算：（1）的物質的量。（2）的分壓力。（3）混合氣體的總壓力。（4）的分體積。第22頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月解：（1）混合前后氣體物質的量沒有發(fā)生變化：(2)的分壓是它們各自單獨占有3L時所產(chǎn)生的壓力。當由1L增加到3L時：第23頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月當由2L增加到3L時：(3)混合氣體總壓力為：(4)的分體積：第24頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月1.2化學反應中的能量關系一、概念和術語1.體系和環(huán)境化學反應總是伴隨著各種形式的能量變化，我們在研究化學反應中的能量關系時，常常需要把研究對象與周圍其他部分劃分開來，作為研究對象的這部分，就稱為體系（system），把體系以外的跟體系密切相關的部分叫做環(huán)境（surrounding）。例如研究溶液中的反應，溶液就是我們研究的體系，而盛溶液的燒杯，溶液上方的空氣等都是環(huán)境。按照體系和環(huán)境之間物質和能量的交換情況不同，可以將體系分為以下三類：第25頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月體系：研究對象。環(huán)境：體系以外與其密切相關的部分。（一）基本慨念(1)體系和環(huán)境敞開體系：

與環(huán)境有物質交換也有能量交換。二、化學反應的焓變第26頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月孤立體系：與環(huán)境無物質、能量交換。封閉體系：與環(huán)境無物質交換有能量交換。第27頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月開放體系封閉體系孤立體系第28頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月2.過程和途徑過程：體系的狀態(tài)發(fā)生變化，從始態(tài)變到終態(tài)，表示體系經(jīng)歷了一個熱力學過程恒溫過程：始態(tài)、終態(tài)溫度相等，并且過程中始終保持這個溫度。T1=T2恒壓過程：始態(tài)、終態(tài)和外界壓強保持恒定的過程。p1=p2=p外恒容過程：始態(tài)、終態(tài)容積相等，并且過程中始終保持這個容積。V1=V2第29頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月途徑：變化過程中所經(jīng)歷的每一種具體方式絕熱過程：變化過程中體系和環(huán)境間沒有熱量交換1105Pa210–3m32105Pa210–3m35104Pa410–3m34105Pa510–4m3A1A2B1B2A途徑B途徑第30頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月狀態(tài)：體系的宏觀性質的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)：描述體系性質的物理量(n,p,V,T)。3.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)特點：①狀態(tài)一定,狀態(tài)函數(shù)一定。②狀態(tài)變化,狀態(tài)函數(shù)也隨之而變,且狀態(tài)函數(shù)的變化值只與始態(tài)、終態(tài)有關,而與變化途徑無關。第31頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月始態(tài)和終態(tài)

狀態(tài)變化的始態(tài)和終態(tài)一經(jīng)確定，則狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的。例如，溫度的改變量用T表示，則T=T終－

T始

同樣理解n、p、

V等的意義。

體系變化前的狀態(tài)稱為始態(tài)，變化后的狀態(tài)稱為終態(tài)。第32頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月始態(tài)終態(tài)（Ⅰ）（Ⅱ）例如：氣體25℃氣體50℃氣體0℃（Ⅰ）（Ⅱ）（Ⅱ）第33頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月4.熱和功

當體系和環(huán)境之間存在著溫度差時，兩者之間就會發(fā)生能量的交換，熱會自動地從高溫的一方向低溫的一方傳遞，直到溫度相等建立起熱平衡為止。熱（heat）用符號Q表示。溶解過程中與環(huán)境交換的熱稱為溶解熱；化學反應過程中與環(huán)境交換的熱稱為反應熱。熱力學上規(guī)定:

體系吸熱，Q為正值；體系放熱，Q為負值。第34頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月4.熱和功反應熱（Q)：化學反應時，如果系統(tǒng)不做非體積功，那么當反應終了時（終態(tài)）的溫度恢復到反應前（始態(tài)）的溫度時，系統(tǒng)所吸收或放出的熱量稱為該反應的反應熱（Q)。能量傳遞的兩種方式：熱和功功：第35頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月除了熱以外，我們把其他各種被傳遞的能量都稱為功（work），如由于體系體積變化反抗外力作用而對環(huán)境做的體積功，還有表面功、電功等?！肮Α庇梅朩表示，本章只考慮體積功。熱力學上規(guī)定：體系對環(huán)境做功，W為負值；環(huán)境對體系做功，W為正值。熱和功是能量傳遞的兩種形式，它們與變化的途徑有關。當體系變化的始、終態(tài)確定后，Q和W隨著途徑不同而不同，只有指明途徑才能計算過程的熱和功，所以熱和功都不是狀態(tài)函數(shù)。第36頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月5.熱力學能

熱力學能（thermodynamicenergy）又稱內(nèi)能，是體系中一切形式能量的總和。它包括體系中原子、分子或離子的動能（平動能、轉動能、電子運動能等），各種了、粒子間吸引和排斥所產(chǎn)生的勢能，以及化學鍵能、核能等。

熱力學能以符號U表示，具有能量單位。它僅決定于體系的狀態(tài)，在一定狀態(tài)下有一定的數(shù)值，所以熱力學能是狀態(tài)函數(shù)。當體系從一種狀態(tài)變化到另一種狀態(tài)時，熱力學能的增量△U只與體系的始態(tài)與終態(tài)有關而與變化的途徑無關。由于物質結構的復雜性和內(nèi)部相互作用的多樣性，尚不能確定熱力學能的絕對值。實際應用中只要知道熱力學能的變化值就足夠了。根據(jù)能量與轉化定律，體系熱力學能的變化可以由體系與環(huán)境之間交換的熱和功的數(shù)值來確定。第37頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月二、化學反應中的能量變化1.定壓反應熱、焓和焓變

大多數(shù)的化學反應都是在定壓條件下進行的，例如在化學反應實驗中，許多化學反應都是在敞口容器中進行，反應是在與大氣接觸的情況下發(fā)生。因此，體系的最終壓力必等于大氣壓力。由于大氣壓力變化比較微小，在一段時間內(nèi)可以看作不變，所以反應可以看作是在定壓下進行，因此講座定壓反應熱效應具有實際意義。在定壓下進行的化學反應，如有體積變化時，則要做體積功。功可以有兩種：一種是體積功，另一種是非體積功（如表面功、電功等）。在定壓下進行的化學反應，一般只做體積功，則第38頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

這樣，按熱力學第一定律，在定壓下進行的化學反應的熱力學能變化為則

式中，U、P、V都是狀態(tài)函數(shù)，它們的組合(U+PV)必須具有狀態(tài)函數(shù)的性質。熱力學上定義H=U+PV，取名為焓(enthalph)，即以H表示。這樣得出：

（1—7）

（1—8）

第39頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月△H為體系的焓變(changofenthalpy)，具有能量單位。即溫度一定時，在定壓下，只做體積功時，體系的化學反應熱效應Qp在數(shù)值上等于體系的焓變。因而焓可以認為是物質的熱含量，即物質內(nèi)可以轉變?yōu)闊岬哪芰俊?/p>

焓像熱力學能那樣，不能確定其絕對值，在實際應用中涉及的都是焓變△H。第40頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月通常規(guī)定：

放熱反應△H<0

吸熱反應△H>0從Qp=△H，可由熱力學第一定律△U=Qp-p△V得到

由此可知，定壓下△H-△U，就是體系經(jīng)由定壓過程發(fā)生變化時所做的體積功。對始態(tài)和終態(tài)都是液體或固體的變化來說，統(tǒng)計體積變化△V不大，可以忽略不計。這樣得到：第41頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月對于有氣體參加的反應，如假定反應物和生成物都具有理想氣體的性質，則反應前后，氣體的物質的量改變?yōu)椤鱪，它等于氣體生成物的物質的量總和減去氣體反應物的物質的量總和。在上述反應中第42頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月由此可見，即使在有氣體參加的反應中，p△V與△H相比也只是一個較小的值。因此，在一般情況下，可認為第43頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

表示化學反應及其反應熱（標準摩爾焓變）關系的化學反應方程式,叫熱化學方程式。2、熱化學方程式

該式表明，溫度為298.15K，諸氣體壓力均為標準壓力p(100kPa)時，在定壓條件下(大多數(shù)反應都是在定壓條件下進行的)，消耗2molH2(g)和1molO2(g),生成2molH2O(g)所放出的熱量為483.64kJ。第44頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月反應物和生成物都處于標準態(tài)反應溫度反應進度為1

mol反應（reaction）焓的變化(298.15K)rmHD標準摩爾反應焓變（標準摩爾反應熱）第45頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月書寫熱化學方程式書寫注意點：(1)注明反應的溫度和壓強條件(2)注明物質的聚集狀態(tài)或晶形:氣態(tài),g(gas);液態(tài),l(liguid);固態(tài),s(solid)1C(石墨)+O2(g)CO2(g)DrHm=–393.5kJ·mol–12C(金剛石)+O2(g)CO2(g)DrHm=–395.4kJ·mol–1第46頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月(3)方程式中的配平系數(shù)只表示計量數(shù),不表示分子數(shù),故可寫成分數(shù).反應熱數(shù)值隨計量數(shù)不同而不同,如：52H2(g)+O2(g)2H2O(l)DrHm=–571.6kJ·mol–1DrHm=–241.8kJ·mol–13H2(g)+O2(g)H2O(g)4H2(g)+O2(g)H2O(l)DrHm=–285.8kJ·mol–1第47頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月(4)逆反應的熱效應與正反應的熱效應數(shù)值相同而符號相反6DrHm=241.8kJ·mol–1H2O(g)

H2(g)+O2(g)3H2(g)+O2(g)H2O(g)DrHm=–241.8kJ·mol–1第48頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

(3)和(6)對比，看出互逆的兩個反應之間熱效應的關系。

(3)和(4)對比，看出寫出物質存在狀態(tài)的必要性。

(4)和(5)對比，看出計量數(shù)不同對熱效應的影響。從(1)和(2)對比，看出注明晶型的必要性。rHm>0表示吸熱，rHm<0表示放熱。C(石墨)+O2(g)——CO2(g) rHm=－393.5kJ·mol－1(1)C(金剛石)+O2(g)——CO2(g) rHm=－395.4kJ·mol－1(2)H2(g)+1/2O2(g)——H2O(g) rHm=－241.8kJ·mol－1(3)H2(g)+1/2O2(g)——H2O(l) rHm=－285.8kJ·mol－1(4)2H2(g)+O2(g)——2H2O(l) rHm=－571.6kJ·mol－1(5)H2O(g)

——H2(g)+1/2O2(g) rHm=+241.8kJ·mol－1(6)第49頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月2.標準摩爾生成焓變某溫度下,由處于標準狀態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定的單質生成標準狀態(tài)下單位物質的量(1mol)某純物質的反應焓變,稱為該溫度下該物質的標準摩爾生成焓(DfHm,J·mol–1,簡稱標準生成熱)。例如：H2(g)+1/2O2(g)===H2O(l)△fHm=-285.83kJ·mol-1C(石墨）+O2(g)===CO2(g)△fHm=-393.5kJ·mol-1第50頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月標準狀態(tài)：液、固體溶液溶質的濃度C=1mol·L-!氣體第51頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

處于標準狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定的單質的標準生成熱為零。(碳的穩(wěn)定單質有石墨和金剛石，指定石墨的標準摩爾生成焓等于零。）由穩(wěn)定單質轉變?yōu)槠渌问絾钨|時，也有焓變：

各種化合物的△fHm在化學手冊中可以查到。利用這些△fHm值就可以計算一般化學反應的△rHm。即標準態(tài)下恒壓反應熱。第52頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

生成焓是熱化學計算中非常重要的數(shù)據(jù)，通過比較相同類型化合物的生成焓數(shù)據(jù)，可以判斷這些化合物的相對穩(wěn)定性。例如：Ag2O與Na2O相比較，因Ag2O生成時放出熱量少，因而比較不穩(wěn)定(見表1-1)。表1-1Ag2O與Na2O生成焓的比較300℃以上分解加熱不分解-31.1-414.2Ag2ONa2O穩(wěn)定性物質第53頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月

4、蓋斯定律

其成立的原因，在于當時研究的反應，都是在恒壓下進行的。即反應體系壓強和外壓相等，這時Qp=rH。H是狀態(tài)函數(shù)，故rH不受途徑影響。即Hess定律暗含的條件———每步均恒壓。蓋斯定律也可表述為：化學反應的焓變，決定于反應物的始態(tài)和生成物的終態(tài)，而與過程的途徑無關.一個化學反應，不論是一步完成，還是分數(shù)步完成，其熱效應是相同的。第54頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月蓋斯(Hess)定律的應用始態(tài)終態(tài)中間態(tài)DrHDrH1DrH2或DrH=DrH1+DrH2DrH=DrHi

一個化學反應若能分解成幾步來完成,總反應的焓變DrH等于各分步反應的焓變DrHi之和.第55頁，課件共64頁，創(chuàng)作于2023年2月例4：已知(1)C(s)+O2(g)CO2(g)

DH1=–393.5kJ·mol–1(2)CO(g)+O2(g)CO2(g)

DH2=–283.0kJ·mol–1求