化學反應基本規(guī)律 (2)課件

普通化學

(GeneralChemistry)

化學是什么樣的一門學科？化學:研究物質(zhì)的組成、結構、性質(zhì)及其變化規(guī)律的一門基礎學科。簡而言之，化學是研究物質(zhì)變化的科學。

化學能幫人們做有用的事。衣、食、住、行、用，化學無所不在。生活中，化學的頻繁使用不是舉例能舉完的，它已與生活緊密聯(lián)系在一起。

為什么學習化學？化學反應基本規(guī)律許多反應我們可以看得到，4Fe+3O2=2Fe2O3Pb(NO3)2+2KI

=PbI2+2KNO3Mg+CO2=MgO+CO如：有的反應難以看得到：

Pb2++EDTA=Pb-EDTA有的反應式可以寫出來，卻不知到能否Al2O3+3CO=2Al+3CO2

這就需要了解化學反應的基本規(guī)律。

熱力學——研究化學變化和相變化過發(fā)生？其中最重要的是化學熱力學。程中能量轉換規(guī)律的科學。熱力學第一定律

熱力學來自于大量實踐的歸納總結，

化學熱力學有三個定律，我們重點討

為此，我們先建立幾個基本概念，系統(tǒng)、質(zhì)量守恒、環(huán)境、相；能量守恒因此任何自然過程皆不違背熱力學規(guī)律。論第一、第二定律。包括：作為研究對象的那一部分物質(zhì)；系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密1.系統(tǒng)：2.環(huán)境：封閉系統(tǒng)有三種熱力學系統(tǒng)：孤立系統(tǒng)敞開系統(tǒng)切聯(lián)系的其它物質(zhì)。系統(tǒng)中任何物理和化學性質(zhì)完全相相與相之間有明確的界面。3.相：例如：H2OCCl4同的部分。水冰汽油-水界面亦如此。粉末顆粒間亦有界面。

化學反應中的質(zhì)量守恒定律“在化學反應中，質(zhì)量既不能創(chuàng)

通常用化學反應計量方程表示這種系統(tǒng)。

B稱化學計量數(shù)。0=

B

BB式轉變?yōu)榱硪环N形式?！痹?，也不能毀滅。只能由一種形通式：以合成氨反應為例：N2+3H22NH3可寫為：0=

-N2-3H2+2NH3即：

N2+3H2==

2NH3對于一般的反應：aA+bB==gG+dD

其化學反應計量方程為：0=

B

BB其中

B的符號：a、b為負；g、d為正化學反應的能量守恒定律“在任何過程中，能量既不能創(chuàng)造，ΔU=Q+W此即熱力學第一定律，通常表示為：也不能消滅，只能從一種形式轉化為另一種形式?！?.狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)系統(tǒng)的狀態(tài)是指描述該系統(tǒng)的性質(zhì)的綜合。(1)對一系統(tǒng)，各種性質(zhì)都有確定數(shù)表示系統(tǒng)性質(zhì)的物理量X

稱狀態(tài)函數(shù)。性質(zhì)也必都有確定的值。當系統(tǒng)狀態(tài)已確定時，該系統(tǒng)的各種值，該系統(tǒng)的狀態(tài)便被確定；反之，(2)在系統(tǒng)狀態(tài)變化時，狀態(tài)函數(shù)的途徑1途徑2

X

=X2-X1即：過程無關。改變量只與系統(tǒng)的始、末態(tài)有關而與2.熱力學能即內(nèi)能—系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和。

符號：U

，其值與n

成正比。無絕對數(shù)值；U

是狀態(tài)函數(shù)；單位：kJ·mol-1。

*

熱熱力學中將能量交換形式分為熱和功。

熱是系統(tǒng)與環(huán)境因溫度不同而傳遞的

符號：Q

，系統(tǒng)放熱：Q<0系統(tǒng)吸熱：Q>0

；Q不是狀態(tài)函數(shù)；單位：kJ；能量。系統(tǒng)作功*功系統(tǒng)與環(huán)境交換能量的另一種形式—功★功分為：體積功

W★單位：kJ。

非體積功

W′△hAFW=F△h=PA△h=P△V★

W不是狀態(tài)函數(shù)；★系統(tǒng)對環(huán)境作功:

W

<0；★環(huán)境對系統(tǒng)作功:

W>0。F(W=-PΔV)

變到狀態(tài)2,熱力Q>0W<0ΔU=Q+W熱力學第一定律數(shù)學表達式

從環(huán)境吸一封閉系統(tǒng)1，熱力學能U1，對環(huán)境做功W，則有：ΔU=U2-U1收熱Q，學能U2

化學反應系統(tǒng)與環(huán)境進行能量交換的主要形式是熱。

通常把只做體積功，且始態(tài)和終態(tài)具有根據(jù)反應條件的不同，反應熱又可分為：化學反應的反應熱反應熱或反應熱效應。相同溫度時，系統(tǒng)吸收或放出的熱量叫做

V2

=V1

△V=0

∵△U=Q

+W∴△U

=Q

-P△V=QV定容過程反應熱QV1

定壓過程反應熱QP

2

由于P2

=P1

=P

∵△U=Q-P△V∴QP

=△U+P△V

上式可化為：

QP=（U2-U1）+P（V2-V1）即：QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）焓3此時，令：

H=U+PV

稱：焓

則：QP

=H2-H1=ΔH

根據(jù)

Q符號的規(guī)定，有：ΔH<0QP<0

恒壓反應系統(tǒng)放熱;ΔH>0QP>0

恒壓反應系統(tǒng)吸熱。H

是狀態(tài)函數(shù)；單位：

kJ·mol-1。其值與n

成正比；無絕對數(shù)值；符號：H

；化學反應熱的計算

化學反應的反應熱（在恒壓或恒容條件下）如：

C+O2=CO2ΔrH1C+O2=CO

ΔrH2CO+O2=CO2

ΔrH3ΔrH1=△rH2+△rH3蓋斯定律1有：無關。只與物質(zhì)的始態(tài)或終態(tài)有關而與變化的途徑將上式寫成通式：根據(jù)蓋斯定律，若化學反應可以加和，則其反應熱也可推理：任一化學反應可以分解為若干最基本的反應（生成反應），這些生成反應的反應熱之和就是該反應的反應熱?！鱮H=∑i△rHi以加和。

A+B

=

ABΔH1;

C+D

=

CDΔH2;A+C

=

AC

ΔH3;

B+D

=

BD

ΔH4。即:

△rH=∑i△rHi則：

ΔH

=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2如：

AB+CD==AC+BDΔH

因為QP=ΔH，所以恒溫恒壓條件下的反應熱可表示為反應的焓變:ΔrH(T);

反應系統(tǒng)的nB確定為1mol時,反應熱稱為反應的摩爾焓變:ΔrHm(T)；

標準摩爾焓變:ΔrHm(T)?標準摩爾焓變2在標準狀態(tài)下的摩爾焓變稱反應的熱力學關于標準態(tài)的規(guī)定（1）氣體物質(zhì)的標準態(tài)是在標準壓力(p?

=100.00kPa)時的(假想的)理想氣體狀態(tài);（2）溶液中溶質(zhì)B的標準態(tài)是:在標準壓力p?

時的標準質(zhì)量摩爾濃度b?

=1.0mol.kg-1,

并表現(xiàn)為無限稀薄溶液時溶質(zhì)B(假想)的狀態(tài);（3）液體或固體的標準態(tài)是:在標準壓力p?

時的純液體或純固體。

指定溫度T時由參考態(tài)元素生成B

時的標準摩爾焓變稱標準摩爾生成焓。

其中,C(石)為碳的參考態(tài)元素,O2(g)為氧的參考態(tài)元素,此反應是生成反應。所以此反應的焓變即是CO2（g）的生成焓：例如:C(石)+O2(g)→CO2(g)ΔrHm(T)?ΔrHm(T)=ΔfHm?(CO2,g,T)?標準摩爾生成焓3

參考態(tài)元素通常指在所討論的溫度和壓力下最穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)。也有例外，如:石墨(C),白磷(P)。標準摩爾焓變的計算 4以乙炔的完全燃燒反應為例:C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+H2O（l）可將此反應分解為四個生成反應：通式：2C+H2（g）→C2H2（g)ΔrHm1(T)=ΔfHm

(C2H2,T)??O2(g)→O2（g）

ΔrHm2

(T)=ΔfHm

(O2,T)??C(S)+O2（g）→CO2

2ΔrHm3

(T)=2ΔfHm

(CO2,T)??H2(g)+O2(g)→H2O(l)

ΔrHm4

(T)=ΔfHm

(H2O,l,T)??有:ΔrHm

=2ΔfHm3

+ΔfHm4

-ΔfHm1

-ΔfHm2

?????根據(jù)蓋斯定律：ΔrHm

(T）=ΣiΔfHmi(T）??ΔrHm

(T)=ΣBνBΔfHmB??(T)

注意?

(298.15K)是熱力學基本數(shù)據(jù)，可查表。單位：kJ.mol-1ΔfHmB1ΔrHm

(T)≈ΔrHm(298.15K)；??2?

如：ΔfHm

(O2,g)=0

C（石）、H2（g）、O2（g）皆為參考態(tài)元素。參考態(tài)單質(zhì)的標準摩爾生成焓為零。3

在進行計算時B的化學計量數(shù)νB

不可忽略。由于ΔfHmB與nB成正比，?4例題：計算乙炔完全反應的標準摩爾焓變。C2H2（g）+O2（g）→