4燃烧理论基础.ppt

1、生成热（焓）、反应热（焓）、燃烧热（焓） 生成焓和燃烧焓均是反应焓的特殊情况； 当反应物是稳定单质，生成物是一摩尔的化合物时的反应焓就等于其生成焓； 当反应物中的燃料为一摩尔时，其参加反应生成的反应焓就为燃烧焓。 判断下列热化学方程式的反应焓是否为生成焓？ 2、燃烧焓的计算——根据标准生成焓计算 3、燃烧焓的计算——根据键能计算反应焓 当化合物的标准生成焓未知时，可用键能来计算反应焓 化合物原键的拆散和新键的形成过程，在此过程中伴有能量的变化，并以反应焓形式表现出来 用键能计算反应焓不很精确，但在缺少热化学数据时，用键能估算反应焓也是解决问题的一种方法 平均键能(KJ/mol) 例如 1摩尔乙烯氢化合成乙烷时要放出146.4KJ的热量 4、燃烧热的测量和间接计算 拉瓦锡-拉普拉斯(Laplace)定律 盖斯(Hess)定律（1840年盖斯通过试验得出） 任意温度下反应焓的计算——基尔霍夫定律 反应焓随温度的变化率等于恒压下生成物和反应物恒压热容差 焓与温度的关系曲线 6、 可逆反应与化学平衡 （1）可逆反应 在一定的条件下，一个化学反应可按方程式从左到右进行，又可从右到左进行叫可逆反应。化学反应可逆性是普遍存在的，只是反应的程度不同而已。例如反应： a. CO(g) +H2O(g) ≒ CO2(g)+H2(g) b. Ag+(aq) +Cl-(aq) ≒ AgCl(s) c. 3H2(g)+ N2(g) ≒ 2NH3(g) （2） 化学平衡 在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态称为化学平衡。如： CO(g)+H2O(g) ≒ CO2(g)+H2(g) 正逆反应达到动态平衡，即： 1、影响化学反应速度的主要因素 1）浓度 反应物浓度对速度的影响由反应级数值而定，由于反应动力学方程很难确定，因此反应物浓度对反应速度的影响也很复杂。一般来说，反应物浓度增加，反应速度相应增大。 原因：燃烧反应属双分子反应，只有当两个分子发生碰撞时，反应才能发生。浓度越大，即分子数目越多，分子间发生碰撞的几率越大。 2）压力 气态物质参加的反应，压力升高，浓度增加，压力对化学反应速度的影响与浓度相同。 对理想气体混合物中的每个组分可以写出其状态方程： 2、活化分子碰撞理论 E平 2、单相反应和多相反应 单相反应：系统内各个组成物质都是同一物态。 多相反应：系统内各个组成物质都是不同物态。 3、自由焓 g=h-Ts(吉布斯自由焓)； F=U-Ts(赫姆霍兹自由能) dU=TdS-pdV dH=TdS+Vdp dF=-SdT-pdV dG=-SdT+Vdp 4、化学反应速度 是指单位时间内反应物或生成物浓度的变化量，通常单位：mol/(m3·s)。 5、质量作用定律 大量实验证实基元反应的反应速率与各反应物的浓度的幂的乘积成正比，其中各反应物的浓度的幂的指数即为元反应方程式中该反应物化学计量数的绝对值。 上式中 V——化学反应速度； k——化学反应速度常数； [A][B]——反应物或生成物浓度； a、b——化学反应计量系数。 —反应平衡常数 7、化学动力学方程的确定 反应速度表达式（化学动力学方程式）一般由实验确定。基元反应的动力学方程式比较简单，而非基元反应由于其反应历程较复杂，其动力学方程式则很复杂。 简单化学反应 H2 + I2 → 2HI 动力学方程式为： 复杂化学反应 其动力学方程式则为： 由此可见，化学反应的计量式可以相似，但其反应速度表达式却大不相同。 对一般的化学反应计量式是不能预言化学反应速度表达式的。 在不知道化学反应历程的情况下，要获得其动力学方程式： 收集反应速度的实验数据 归纳整理 数学表达式 事实上，对大多数化学反应来说，单从反应计量式是得不到动力学方程式的，它们往往是一个较复杂的函数关系。 8、反应级数的概念 一级反应 反应的速度仅与反应物浓度的一次方成正比。二级反应 反应的速度与反应物浓度的二次方成正比。 零级反应 反应的速度与反应物浓度无关。 三级以上的反应几乎没有 反应级数值可以是分数，也可以是负数： 正数——反应物浓度越大，反应速度越大； 零——反应物浓度对反应速度没影响； 负值——反应物浓度越大，反应速度越小。 该反应对于NO而言是二级的，对O2而言