次课化学热力学初步.pptVIP

盖斯定律: 例：C + 0.5O2 = CO 反应在298.15K时热效应的计算。 5.化学反应反应热的计算 与U相似，H的绝对值难以确定，但真正有意义的是过程的 ΔH；H是状态函数，焓值随具体条件(状态)不同而有所改变。 为避免同一物质在不同体系中热力学函数不同，做如下规定。 指定单质的标准摩尔生成焓 = 0 3. 反应的标准摩尔焓变的计算 例：计算制取1mol Al2O3的反应热。 例：计算下列反应的?rHθm(298.15K) 利用标准生成焓的数据，计算下列反应的标准焓变，并简单说明其意义。 NaOH(s)= Na+(aq)+OH-(aq) 热力学第一定律解决什么问题 只说明各种过程进行时，能量必须守恒。 例如：在一定条件下，氢气和氧气可以化合生成水，水也可以分解为氢气和氧气。这两个方向相反的过程都有一定的能量转换，都不违背热力学第一定律。 热力学第一定律不能解决 在上述同样条件下的混合物中，是水蒸气能自动分解为氢气和氧气，还是氢气和氧气会自动生成水？上述过程将会进行到什么程度为止？ 3.4 化学反应进行的方向 1.熵与热力学第二定律、热力学第三定律 4)有关熵的一般规律 d.混合物或溶液的熵值大于纯物质的熵值。e.物质在高压时的熵值小于低压时的熵值(对固、液体影响小， 对气体影响较大)。f. 相对分子量大的熵值大。 298.15K: Sθm(I2 , g) Sθm(Br2 , g) Sθm(Cl2 , g) Sθm(F2 , g)g.分子构型复杂的熵值大。 298.15K: Sθm(C2H5OH , g) Sθm(CH3OCH3 , g) 5)热力学第二定律 5)热力学第二定律 6)化学反应熵变的计算 熵是状态函数，具有容度性质，整个体系的熵是各个部分 的熵的总和。 反应或过程的熵变ΔS，只与始、终态有关，ΔS=S2-S1 在标准状态下，化学反应的摩尔熵变就等于生成物的标准 熵之和减去反应物的标准熵之和。 2.化学反应的自发性 1)自发反应或过程 2)反应的焓变判据 自然界中不少自发进行的过程趋向于取得最低的能量。 * 如果不作非体积功，qV= ΔU 如果不作非体积功， qp =ΔH qp - qv = Δn·RT n:气体 充分利用状态函数的性质进行推导，状态函数的变化只与初始态和终态有关，与过程无关。 ∵ ΔrH1 = ΔrH2 + ΔrH3 ∴ ΔrH1 = [ΔrU2 +(p2V1 - p1V1)] + [ΔrU3 +(p1V2 – p2V1)] = ΔrU2 + ΔrU3 +( p1V2- p1V1) ΔrU3 (? 0)， 假定气体为理想气体。 qp - qv = ΔrH1 - ΔrU2 = (p1V2 - p1V1) = p Δ V=Δn·RT 反应物(n1, p1 ,V1 ,T ) 生成物(n2, p2, V1, T ) ( 1 )等压过程 qp = ΔrH1 ( 3 ) ΔrH3 生成物(n2, p1, V2, T ) ( 2 )等容过程 qv= ΔrU2，ΔrH2 化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。qp =ΔH; qV=ΔU 始态C(石墨) + O2(g) 终态CO2(g) 中间态CO(g) + ? O2(g) ΔrHm:化学反应的摩尔焓变。反应进度1mol。 始态：C(石墨) + O2(g) 终态：CO2(g) 中间态：CO(g) + 0.5O2(g) (1) (2) (3) 反应(1)-可测： qp,1 = -393.5 kJ·mol-1 反应(3)-可测： qp,3 = -283.0 kJ·mol-1 反应(2)-不可测：qp,2 = qp,1- qp,3 = -110.5 kJ·mol-1 CH3CH2OH CO2 ,H2O （1） （2） （3） CH3CHO 热化学方程式 H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(g)，qp,m(298.15K) = -241.82kJ·mol-1 H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l)，qp,m(298.15K) = -285.83kJ·mol-1 C(石墨) + O2(g) = CO2(g)，qp,m(298.15K) = -393.51kJ·mol-1 反应的热效应与反应时的温度、压力、反应物、生成物的 量以及聚集状态有关，与方程式的写法也有关。 表示化学反应与热效应的关系的方程式。 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)