一化学反应热.ppt

一、基本概念 系统 ：划定的研究对象 环境：系统以外的与系统密切相关的周围部分 状态：系统宏观性质的综合表现 状态函数：描述系统状态的物理量 (如T，p, V) 状态函数性质特点： 与状态相对应，为单值函数 改变量只决定于始终态，与途径无关 二、 热力学第一定律 1. 数学表达式 ΔU = Q + W 2. 热力学能 (U ): 系统内所有微观粒子的全部能量之和 U： 绝对值无法确定； 但是△U 可确定 U 是状态函数 △U = U2 - U1 热 ( Q)：系统与环境之间由于存在温差而传递的能量 功(W) ：系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量 三、 化学反应的热效应 2. 等容反应热 （QV）： 条件： T， V 一定， W非 = 0, ΔU = QV + W = QV +W体 + W非 QV = ΔU 体系吸收的热量(QV) 全部用来增加体系的热力学能 等压反应热 （Qp） ΔU = Qp +W体 + W非 W体 = - pΔV ΔU = U2 – U1 = Qp – p（V2 –V1） Qp = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） 令 H ＝ U ＋ p V ---- 焓 ----状态函数 则 Qp = H2 –H1 = ? H （? H 称为焓变） Qp = ΔH 体系吸收的热量 ( Qp) 用于增加系统的焓 四、反应热的测求 实测法 计算法 (1)利用赫斯定律计算——利用状态函数特点 赫斯（Hess,1802-1850） 1825年（23岁）医学博士学位。 1826年弃医专攻化学。 1838选为俄国科学院院士。 1836年总结出赫斯定律。 利用赫兹定律求化学反应焓变 解:(4)中的物质都来自于(1)、(2)、(3)。 首先考虑单一来源的，比较简单的物质。 C只来源于(1)，故有3×(1) 3C (s) + 3O2 (g) →3CO2 (g) H2只来源于(2)，故有3×(2) 3H2 (g) + 3/2 O2 (g) →3H2O (g) CH3COOCH3只来源于(3)，且在方程式右边，故 -(3) 方程式：(4) = 3 × (1) + 3 × (2) – (3) 反应热： ΔrHm,4 = 3 × ΔrHm,1 + 3 × ΔrHm,2 - ΔrHm,3 = -249.7 kJ·mol-1 利用标准摩尔生成焓计算 热力学标准态 在温度 T 和标准压力 pθ(100 kPa)下该物质的状态 纯固体、液体、理想气体是指该物质处于标准压力pθ(100 kPa) 下的状态 混合理想气体， 任一组分的标准态为其分压力为pθ时的状态 溶液， 溶质的标准态指其浓度 C 为 1 mol·L-1 单质和化合物的标准摩尔生成焓 标准摩尔生成焓 （标准生成焓） 在一定温度和标准状态下，由最稳定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变。 符号 ΔfHθm, 单位 kJ·mol-1。 最稳定单质的标准生成焓为零 AB + CD AC + BD 任一化学反应 a f g d * * * 第一章 化学反应热 H2SO4 Zn P3= 303.9kPa T3= 473K V3= 0.845m3 P1=202.6kPa T1= 373K V1= 1m3 （途径1）直接加 压 （途径2）后减压、降温 P1=101.3kPa T1= 373K V1= 2m3 始 态 终 态 理想气体两种不同变化途径 （途径2）先加压、升温 U1 U2 吸热 Q 得功 W 环 境 系 统 热 吸 + Q0 放 - Q0 功 对外 - W0 对内 + W0 热、功均不是状态函数 KClO3+H2SO4(浓)=KHSO4+HClO3 4HClO3 =2H2O+2Cl2+5O2 安全火柴自燃原因 1. 化学反应热: 等温过程，且W非 = 0时，化学反应过 程中放出或吸收的热量 条件：T，p 一定，W非 = 0 若反应很慢或生成物不为最终