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大学无机化学第二章热化学讲解
第二章 热化学;1.了解热力学的常用术语和基本概念:系统和环境、过程和途径、状态函数及其性质、化学计量数和反应进度、热和功等;
2.掌握热力学能和热力学第一定律;
3.掌握焓、焓变、标准态的概念,学会用标准摩尔生成焓、燃烧焓和键焓进行反应热的计算;
4.学会运用盖斯定律进行反应热的计算。 ;§2.1 热力学术语和基本概念;2.1.1 系统和环境;2.1.2 状态和状态函数;④状态函数的两种不同性质:
广义性:这种状态函数的数量与系统中物质的量成正比,具有加和性,是系统中各部分状态函数的加和。如m, V等
强度性:这种状态函数的数值与系统的总量无关,由系统本身的特性所决定,没有加和性。如T, p, ?等。 ;2.1.3 过程和途径;系统从始态变到终态,可以通过不同的步骤来实现。完成这一变化所经历的过程的总和做途径(path)。 ;2.1.4 相;2.1.5 化学反应计量式和反应进度;???意
⑴根据事实正确书写;
⑵质量守恒,电荷守恒;
⑶表明物态。 ;t0时 nB/mol 3.0 10.0 0 0 ;反应进度必须对应具体的反应方程式。;§2.2 热力学第一定律;2.2.1 热和功;系统与环境之间除热之外以其它形式传
递的能量 。 ;非体积功:体积功以外的其他功;2.2.2 热力学能;2.2.3 热力学第一定律;思考:
1. 隔离系统的过程, ?U=?
2. 经过循环过程, ?U=?;§2.3 化学反应的热效应; 化学反应的热效应可定义为:当生成物和反应物的温度相同时,化学反应过程中吸收或放出的热量。化学反应的热效应又叫做反应热(heat of reaction)。 ;2.3.1 定容反应热;2.3.2 定压反应热;在定压和不做非体积功时,封闭系统从环境吸收的热量等于系统焓的增加。
吸热反应 ?H0
放热反应?H0
许多化学反应,如溶液中进行的反应都是在定压反应。;焓变的性质:
①?H只决定于系统的始态和终态,与过程的途径无关。
②?H随温度的变化而变化,但变化不大。(本书不作考虑)
③?H与反应物或生成物的量成正比(具有加和性)
④?H与物质的存在状态有关(s, l, g)
⑤正反应和逆反应的?H大小相等,符号相反。
⑥?H0, 吸热反应; ?H0,放热反应。
⑦焓的绝对值不可测定,使用中只用?H。;反应的摩尔焓变 ?rHm;对于无气体参加的反应,W = –pex ? V=0;2.3.4 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。;2H2(g)+O2(g) ? 2H2O(g);注意:
⑴必须注明物质的聚集状态;
⑵正确书写配平反应方程式, 与化学计量式有关;
⑶注明反应温度,因为 与温度有关,不注明时指298.15K。;2.3.5. 标准摩尔生成焓;注意:
⑴参考状态的单质一般都为最稳定单质,个别情况并不是最稳定的。附表一,P674-689
⑵温度通常指定为25℃(298.15K).
⑶物质B的化学计量数为1,即1mol B物质的等压反应热。
⑷ 可用来比较化合物的稳定性, 越负,化合物越稳定。; ;注意:
⑴温度通常是指298.15K;
⑵C和H元素完全氧化的指定产物为CO2(g)和H2O(l);
⑶物质B的化学计量数为1,1mol B物质完全氧化。 ; 1840年瑞士籍俄国化学家
G. H. Hess提出:
1.定律:化学反应不管是一步完成或分几步完成,其总反应所放出的热或吸收的热总是相同的。
2.实质:化学反应的焓变只与始态和终态有关,而与途径无关。因为?H是状态函数。;3.意义:奠定了热化学的基础,使化学反应方程式可以象代数方程那样运算。
4.推论:
⑴正反应与其逆反应的?H数值相等,符号相反。
⑵ 一步反应的等于多步反应焓变之和。;始态;例:已知298.15K下,反应:;解:利用Hess定律;§2.5 反应热的求算;;结论: aA + bB → yY + zZ;2.5.2 由标准摩尔燃烧焓计算;P40-3
2、5、8、11 、13 、15
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