第1章 热化学与能源.pptVIP

一、化学的地位与作用 第 1 章 热化学与能源 气体的基本物理特性是它的扩散性和易压缩性。气体密度小，不同的气体可以任意比例混合。不管容器的大小以及气体量的多少，气体都能充满整个容器，而且不同气体能以任意的比例互相混合从而形成均匀的气体混合物。气体的体积随系统的温度和压力的改变而改变。 ①波义尔定律：当n和T一定时，气体的V与p成反比 V ∝1/p （1） ②查理-盖吕萨克定律：n和p一定时，V与T成正比 V ∝T （2） ③阿佛加德罗定律：p与T一定时，V和n成正比 V ∝n （3） §1.2 热力学的基本概念 §1.2 热力学的基本概念 系统和环境 相 单相系统与多相系统 气相：通常任何气体均能无限混合，所以系统内不论有多少种气体都只有一个气相。 液相：按其互溶程度可以是一相、两相、三相。 二、化学反应计量式和反应进度 2. 反应热的实验测量方法 §1.3 反应热的理论计算 第 1 章 热化学与能源作 业 第一次： 第二次： （P43）1, 2, 5, 6, 7； 第三次： 10, 12, 13, 15 ξ=1，表示1mol N2与3mol H2反应生成2mol NH3 对同一反应方程式，任一反应物或产物表示的反应进度均是相同的。 对同一反应，反应进度的值与反应方程式的写法有关。 摩尔反应：按所给反应方程式的化学计量数进行了一个单位的化学反应，即反应进度为1mol的化学反应。 ξ=1，表示1/2mol N2与3/2mol H2反应生成1mol NH3 如： 三、反应热 1. 反应的热效应 是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热。 化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称反应热，用 q 表示。可用量热计测量。 q＝-cs·ms·(T2－T1)=-cs·ms·△T=-C· △T 式中: cs为比热容，单位为J·g-1·K-1 C为介质的热容，单位为kJ·K-1 q ＜0表示放热，q ＞0表示吸热。 　 定容反应热　 化学反应热 　　　　　　定压反应热 弹式热量计测得的是反应的定容反应热 qv。 大多数化学反应是在敞口容器中进行，是对应于定压反应热 qp。 约定：“实测的反应热(精确)”----定容反应热qv “反应热”----定压反应热qp 设有n mol 物质完全反应，所放出的热量使弹式量热计与恒温水浴量热计与恒温水浴的热容为的温度从T1上升到T2，弹式Cs(J·K-1)， 比热容为cs(J·K-1kg-1 )，则： 由于完全反应，ξ = n因此摩尔反应热： 弹式量热计 问题 如何确定qv 与qp的关系，以求得更常用的qp值？ 　　（热力学第一定律） 对于实验无法直接测得的反应，如何得知其反应热？　 例如： （盖斯定律） §1.3 反应热的理论计算 一、热力学第一定律 二、化学反应的反应热和焓 三、反应标准摩尔焓变及其计算 1. 热和功 2. 热力学能 3. 热力学第一定律 一、热力学第一定律 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量，单位为J。热不是状态函数。 规定：系统吸热: q 0； 系统放热: q 0。(吸热为正，放热为负） 热和功是系统发生变化时与环境进行能量交换的两种形式，均具有能量的单位。 1. 热和功 1）热( q ) 系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量，单位为J。规定： 系统对环境做功，w 0（失功） 环境对系统做功，w 0（得功） 非体积功(w’) pex V1 V2 2) 功( w ) 体积功 功也不是状态函数 热力学能(U)： 系统内部能量的总和，也称内能。内部的能量来源于系统内各种物质的微观粒子不停的运动和相互作用，如：分子振动能、平动能、转动能，分子间势能，原子间键能，电子运动能，核能等。 U是状态函数: 2 . 热力学能 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。 ＊U： ① 绝对值无法确定(没完全认识物质的所有运动形态）； ② 系统状态发生改变时，系统和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定系统 热力学能的变化值。 △ U可确定。 ③广度性