化学热力学的初步概念与化学平衡春.ppt

化学热力学的初步概念与化学平衡春;本章教学要求;3.1 热化学和焓 Thermochemistry and enthalpy; 热力学是研究各种形式能量相互转化时遵循的规律。将热力学原理和方法用于研究化学问题产生了化学热力学(Chemical thermodynamics), 主要回答诸如化学反应过程中吸收或放出的热量、化学反应的自发性(即两种物质之间能否发生化学反应)以及化学反应的限度(反应完成之后反应物的量与产物的量之间的关系)等化学家十分关注的一类基本问题。; 化学热力学在讨论物质的变化时，着眼于宏观性质的变化，不涉及物质的微观结构和微观运动机理。 运用化学热力学方法研究化学问题时，只需知道研究对象的起始状态和最终状态，而无需知道变化过程的机理，即可对许多过程的变化趋势及一般规律加以探讨。这是化学热力学最主要也最成功的一面。 ;体 系(system)：被研究的直接对象;状 态: 一定条件下体系存在的形式 状态函数: 描述系统性质的物理量，例如 p，V，T等;过程:体系状态发生了任何变化。;★ 相 (phase);;Q得 + Q失 = 0;Q = nCm DT; 体系与环境之间由于存在温差而传递的能量。热不是状态函数。; ★ 热量计 测定化学反应热效应的装置叫热量计 (calorimeter) 其测定原理可简单表示如下：; 弹式热量计(Bomb calorimeter)最适用于测定物质的燃烧热。;Solution; 实验室会遇到各种规格和型号的热量计，热量计常数往往各不相同。这种情况下需要用标准物进行标定，常用的标准物是苯甲酸C6H5COOH，1 molC6H5COOH的燃烧热等于3.23×l03kJ·mol-1。 苯甲酸的摩尔质量为122.0 g·mol-1;自发过程：在一定条件下不需外界作功，一经引发就能自动进行的过程。 自发过程一般都朝着能量降低的方向进行。能量越低，体系的状态就越稳定。 ; 焓变定义为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即, 过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差：;1 反应焓（Enthalpy of reaction ）;2 标准摩尔焓 （standard molar enthalpy ）;★ 溶液的标准态规定溶质活度为1 mol?kg-1，标准态活 　　度的符号为bθ。; 不要将物质的热力学标准状??与讨论气体时经常用到的标准状况概念相混淆。 前者是指某一具体的物理状态(例如气态、液态或某种形式的固态)，后者则指同时满足特定温度(273.15K)和特定压力(101.325 kPa)的一种条件。;;;1.下列哪一种形式的ΔrH298K表明的是化合物CO2的ΔfHmθ298K( ) A.??? CO(g)+C(s)=CO2(g), ΔH1 B.??? CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g), ΔH2 C.??? C(s)+O2(g)= CO2(g), ΔH3 D.??? 2C(s)+2O2(g)= 2CO2(g), ΔH4 ;表示化学反应及其反应热关系的化学反应方程式： ; 逆反应的热效应与正反应的热效应数值相同而符号相反。;1840年，俄国化学家盖斯（G·H·Hess, 1802-1850年）经过多年的热化学实验研究，从大量实验结果中总结出一条定律，叫盖斯定律。 其内容是：一个化学反应，不论是一步完成还是分多步完成，其反应热是相同的。即反应热只与反应体系的始、终态有关，与变化的途径无关。这是热化学中最基本的规律。; 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。;依据实验测定; 再将分解热的 的正号改为负号并除以2即得HgO(s)的生成热 ：;(1) C(石墨) + O2(g) ? CO2(g ) △rHθm(1) = –393.5kJ·mol–1 (2) CO(g) + (1/2)O2(g) ? CO2(g) △rHθm(2) = –283.0kJ·mol–1 求 C(石墨) +(1/2 )O2(g) ? CO(g)的△rHθm(3) =？;已知298K下,反应;;求C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(g)的△rHθm 查表得: C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(g)