热化学与能源.ppt

1.1反应热效应的測量 1.1.1化学热力学的基本概念 1.1.2反应热效应的測量 1.2反应热效应的理论计算 1.2.1能量守恒定律 1.2.2化学反应热效应与焓 1.2.3反应标准摩尔焓变的计算 ----反应热效应的理论计算 本章重点： 了解用弹式热量计测量定容热效应(qv)的原理及实验计算法。 了解状态函数、反应进度、标准状态的概念和热化学定律。 理解定压热效应(qp)与反应焓变的关系，qv与ΔU的关系。 初步掌握化学反应的标准摩尔焓变(ΔrHmθ)的近似计算。 1.1 反应热的测量 热化学：测量并研究化学反应中热与其他能量变化的定量关系的学科。 热效应：化学反应时所吸收或放出的热叫做反应的热效应，简称：反应热，符号q 。 规定: q “+” 吸热 ; q “-” 放热 两者之间可由具体的或假想的界面分开。 ③隔离系统——系统与环境之间无物质、无能 量交换。 隔离系统——真正的隔离系统是不存在的。 例如： （a) (b) (c) 敞开系统 封闭系统 孤立系统 2、状态与状态函数 (1)系统的状态：描述系统各宏观性质的综合 表现。 如：气态系统，P、V、T、n数值一定，则系统状态一定。 (2)状态函数：描述系统状态的物理量。 例如：1mol CO2(g) T(K) P(kPa) V(dm3） 状态 298.15 100 24.5 I(始态） 323.15 100 26.5 Ⅱ(终态） ②状态函数的分类： 3.过程与可逆过程 过程：系统状态发生的任何变化称为过程 。 途径：实现这个过程的具体步骤。如 (2)可逆过程：系统经某过程由状态Ⅰ变化到状态Ⅱ后，当系统沿该过程的逆过程回到原始状态时，环境也同时“回”复到原始状态，即变化过程对环境的影响为零。这种理想化的过程称为可逆过程。 ①实际过程皆为不可逆过程。（可逆仅为抽象的理想） ②可逆过程是在系统近于平衡状态下发生的无限缓慢的过程。 化学上的 可逆反应与热力学上的可逆过程含义不同 可逆过程是在系统接近于平衡状态下发生的无限缓慢的过程。即系统在整个变化中正向推动力与逆向阻力几乎处于相等的状态。当然它们又不是真正相等，否则系统就不会发生变化了。 4.化学计量数和反应进度 一般化学反应式: 反应进度 1.1.2反应热效应的測量 1.中和热的測定： 酸碱中和会放出热，在水溶液中；如果容器完全密闭且绝热，反应放出热量全部被溶液吸收而使溶液的温度升高，可用下式表示： q =-cs?ms ?(T2-T1)= -Cs ??T (1.8) 2.燃烧热的测定 涉及气体反应或反应热很大，燃烧使系统达到高温，测定不但要耐高温的容器而且需要有效吸收热量的介质（例水）。 常用仪器：弹式量热计。 1.2 反应热效应的理论计算 实验方法测定反应热效应有两个问题： （1）qp,和qv的相互关系。 （2）难以用实验方法测定反应热效应的反应如何得到有关数值。 例如：反应C(s) + ?O2(g)=CO(g),如何从理论计算热效应值 ? 3. qp,和qv的相互关系 如：一过程两途径，始态、终态相同。 ∴ΔUp≈ΔUv=ΔU qp- qv = ?Hp - ?UV = (?Up +p?V)- ?UV= p?V 只有固态和液态的系统: ?V ? 0 则 qp= qv 例如：利用盖斯定律计算反应 C(s)+?O2(g) = CO(g)的热效应 1.2.3.反应的标准摩尔焓变的计算 1.热力学标准状态 热力学规定： 标准条件 ：标准压力p?=100kPa 标准浓度C?=1mol.dm-3。 标准状态：物质或水合离子处于标准条件下 的状态。 2、物质的标准摩尔生成焓 （1 ）单质和化合物相对焓值 标准摩尔生成焓： ① 规定：在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量(1mol)的纯物质时，反应的焓