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三、从其它数据计算反应热 1.从燃烧热?c?m?计算 CH3OH(l) + O2? CO2 + 2H2O ?c?m?＝-726.6 CH2O(g) + O2? CO2 + H2O ?c?m?＝-563.6 CH3OH(l) + O2? CH2O(g) +H2O (l) ?r?m?＝ -726.6－(-563.6)＝-163.0 kJ·mol-1 CaCO3(s) ? CaO (s)+ CO2 (g) ?r?m?= 159 NH4HCO3 (s) ? NH3+ H2O+ CO2 ?r?m?= 185.6 常温下冰的融化… ?r?m?0 * * 第六章 化学热力学初步 §6.1 热力学第一定律 一、热力学中几个基本概念 1. 体系和环境 :热力学中研究的对象为体系,称体系以外的其他部分为环境. 2. 状态和状态函数 3. 过程和途径 可逆过程 4. 化学计量数和反应进度 1.解决反应热量问题 2.判断变化的方向问题 N2(g) ＋ 3H2(g) ＝ 2NH3(g) 各计量数 ?( N2)= -1 ?( H2)= -3 ?( NH3)= 2 反应进度? ，单位是mol 如上述反应消耗了1.5mol N2 4.5molH2 生成了3 mol的NH3 则该反应进度为?＝- 1.5mol /-1 = - 4.5mol/-3 = 3 mol/2 = 1.5mol 注意：对不同反应式有不同的进度；如同样反应消耗1.5mol N2对上述反应进度为1.5mol，但对于 下式反应 1/2N2(g) ＋ 3/2H2(g) ＝ NH3(g) 反应进度为3 mol 反应热的测量， Q或q 表示热量，单位用J（焦耳）、kJ(千焦) 系统放出热量，则q 为负值；系统吸收环境的热量，则q为正值 装置图P12 图1.2 一般用已知燃烧热的样品测试量热计的热容C：q(已知)＝-C? ?T C含水的总热容和 仪器的热容 q (未知)＝ -C? ?T ‘ §1.2 反应热理论计算 一、热力学第一定律 1、能量守恒定律 2、焓的定义 3、qv与qp差别 4、反应热的表示 5、盖斯定律 二、标准摩尔生成焓 在温度T、标准压力p ? （100kPa） ）下，由稳定单质生成1mol某物质时，所产生的反应热就叫该物质的标准摩尔生成热，单位：kJ.mol-1 ，符号DfH m? 注：稳定单质？对于存在多种单质形式的有特指，如磷指白磷，碳指石墨等。 该温度、压力下的稳定状态：如书中数据常是标准压力、298K的数据。该条件下氯的稳定状态是Cl2（g），而不是Cl2（l）;溴是Br2（ l ），而不是Br2（ g ）;碘是I2（s），而不是I2（l）; H2 (g)+1/2 O2(g) ? H2O (g) D?Hm ? (298.15)=-241.82 KJ.mol-1? DfHm? C (s)+O2(g) ? CO2 (g) DfHm? (g,CO2)=-393.5 2H2 (g) +O2(g)? 2H2O (g) D?Hm ? (298.15)=-483.64 kJ.mol-1 H2 (g) +1/2O2(g)? 2H2O (l) DfHm ? (l,298.15)=-285.83 kJ.mol-1 有了标准生成焓数据，任意反应即可查表计算反应热。 如 ： 4NH3(g) +5 O2(g) ? 4NO(g) + 6H2O(g) 查表：DfHm?（NH3，g）＝-46.11 kJ.mol-1 DfHm?（NO，g）＝90.25kJ.mol-1 DfHm?（H2O，g）＝-241.82 kJ.mol-1 DrHm?＝4DfHm?（NO，g）+6DfHm?（H2O，g） -4DfHm?（NH3，g） ＝4×90.25+ 6×（-241.82）-4×（-46.11） ＝-905.48 kJ.mol-1 2.从键能估算反应热 Ec=c＝602 ，EO-H＝458.8，EC-H＝411 Ec-c＝345.6，Ec-o＝357.7 kJ·mol-1 ?r?m?＝4 EC-H +1× Ec=c +2× EO-H -[5 EC-H + 1× Ec-c + 1× Ec-o + 1× EO-H] ＝ Ec=c+ EO-H - EC-H - Ec-c- Ec-o ＝602+459-411-346-358 ＝-54 kJ·mol-1 §6-3化学反应的方向 一、影响反应方向因素 为什么总是 H2 + O2? H2O ? ?r?m? 0 ? 体系