化学反应热及化学反应的.ppt

第六章 “热力学”发展史： 19世纪中叶，发明蒸汽机 1884——热力学第一定律，德物理学家Julius Robert Meger (迈尔); 1885——热力学第二定律，德物理学家Rudolph Clausius（克劳修斯）； 1912年——热力学第三定律，英物理学家William Thomson Kermanm Nernst（能斯特） 热（heat）——由于温度不同而在体系和环境 之间交换或传递的能量。 功（work）——除“热”之外，其他形式被传 递的能量。 热和功的符号规定： 体系从环境吸热：Q 0 体系向环境放热：Q 0 体系对环境做功：W 0 环境对体系做功：W 0 一、热力学第一定律（The first law of thermodynamics） 即“能量守恒与转化定律”在热现象领域的特殊形式。 1882年，德国物理学家J·R·Meyer（迈尔）提出：“自然界的一切物质都具有能量，能量具有各种不同的形式，可以一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总值不变”。 “热力学第一定律”的数学表达式： △U = Q + W 物理意义：封闭体系经历一过程时，体系从环境吸的热，以及环境对体系的功，全部用来增加该体系的热力学能。 等容反应热Qv 若化学反应在等温、恒容（在密闭容器内）不做非体积功条件下进行，则 △U = Qv + W = Qv ＋p△V △U = Qv 对于一封闭体系，若系统膨胀，只做体积功We，不做其他功（Wf = 0），则 We = - p△V ∴ △U = Q +W = Qp - p△V U2 - U 1= Qp - p△V Qp = U2 - U 1 + p(V 2- V 1) = (U2 + pV 2) - (U1 + pV 1) 注意：Qp不是状态函数，而△H是状态函数的变化，只有在等温、等压、不做其他功的条件下，二者才数值上相等。 热力学函数“焓” 的性质: ①是“状态函数”，因此其变化△H只取决于过程的始态和终态，而与过程所经历的途径无关； ②是“广度性质”，其值与体系中“物质的量”的多少有关。 例：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △rH m?= -571.68 kJ·mol-1 (放热) H2(g) + ? O2(g) = H2O(l) △rH m ? = -285.84 kJ·mol-1 (放热) ③“焓变”与温度有关 例：CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) △rH m ? （298K）= +178 kJ·mol-1 △rH m ? （1000K）= +1785kJ·mol-1 多数化学反应在△Ｔ不大而且无相变时， △H 随T 变化不大。 把“H = U + pV ”代入 Qp = H2– H1 ,得： Qp = △H = △U＋p△V = Qv＋p△V 即： Qp = Qv＋△nRT Qp与Qv仅相差“体积功” △nRT。 若反应物、产物均为固体、液体，则体积功很小，得： △H ≈△U 2. 标明反应温度和压力。 若不写温度，是指298.15 K 上标“?”表示“热力学标准态”，即： ①各气体分压均为1p ? （标准压力） 1p ? =1×105 Pa（IUPAC和GB） （原为1p ? =101325 Pa） ②各溶液活度a =1 mol/L(近似，c =1 mol/L) ③固态、液态物质为纯态 3.热化学方程式中的系数是计量系数，无量纲。 4. △H的单位是kJ·mol-1,此处mol的“基本单元”是指“方程式所表示