第一章化学反应基本规律(,)解析.ppt

 3、反应标准摩尔焓变的计算 式中U、p、V都是系统的状态函数，U + pV的复 合函数当然还是系统的状态函数，定义为焓 H 即 H = U + pV 当系统的状态改变时，根据焓的定义式， 焓变可写为 QP = H2 – H1 = ΔH 30 根据 Q 符号的规定，有： ΔH 0 QP 0 定压反应系统放热; ΔH 0 QP 0 定压反应系统吸热。 H 是状态函数； 无绝对数值； 其值与n 成正比。 单位：J 或 kJ 。 31 四、化学反应反应热的计算 1、盖斯定律（1840年） 一个化学反应不论是一步还是多步完成，该反应的热效应相同。 换言之一：化学反应的反应热（在定压或定容下）只与物质的始态 和终态有关，而与变化的途径无关。 换言之二：一个反应若能分多步完成（在定压或定容下） ，总反应 的热效应等于各步之和。 盖斯定律:ΔrHm,1=ΔrHm,2＋ΔrHm,3 (Q到ΔH的计算) CO(g)+1/2O2(g) CO2(g) C(s)+1/2O2(g) CO(g) ΔrHm,1= -393.5 ΔrHm,3= -283.0 ΔrHm,2 = ? C(s)+O2(g) CO2(g) ΔrHm,2 = ΔrHm,1 -ΔrHm,3 = -110.5kJ/mol 将上式写成通式： △rH=∑i△rHi 据盖斯定律，若化学反应可以加和，则其（等压或等容）反应热也可以加和。 推理：任一化学反应可以分解为若干最 基本的反应(生成反应)，这些生成反 应的反应热之和就是该反应的反应热。 34 35 如： AB + CD AC + BD ΔH AB = A+B －ΔH1 ; CD = C+D －ΔH2 ; A+C = AC ΔH3 ; B+D = BD ΔH4 。 则：ΔH =ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2 即: △rH=∑i△rHi CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(l) 由单质生成某化合物的反应叫做该化合物的生成反应 指定温度下反应中各物质处于标准态的摩尔焓变称为 该反应的标准摩尔焓变ΔrHmΘ（T） 指定温度下由参考态元素生成单位物质量的B的标准摩尔 焓变称为B的标准摩尔生成焓ΔfHm,BΘ（T） 生成反应某温度下标准态时ΔrHmΘ（T）= ΔfHm,BΘ（T） 2、标准摩尔焓变与标准摩尔生成焓 “标准态”： 气体物质：标准压力pΘ=100.000kPa时的理想气体状态； 溶质B：在理想溶液中标准压力pΘ时质量摩尔浓度bΘ=1.0mol?kg-1； 液体或固体：在标准压力pΘ时的纯液体或纯固体。 ΔrHmΘ = -285.8kJ·mol-1 由此可以得到各物质相对于其稳定单质的绝对焓值 即标准摩尔生成焓。（?B＝+1） ΔfHmΘ（H2O,l ) = -285.8kJ·mol-1 参考态元素一般是指在所讨论的T、p下最稳定状 态的单质，规定其标准摩尔生成焓为零。 2、标准摩尔生成焓 CgCdCaC60 黄磷黑磷白磷 * * 公共基础课 《大 学 化 学》 主讲：杨汉培 环境科学与工程学院 个 人 简 介 河海大学环境科学与工程学院 教授 日本国立山梨大学工学部 特别研究员 日本国立冈崎共同研究机构分子科学研究所 博士后 南京大学化学化工学院 理学博士 中国石化集团清江石化有限公司 高级工程师 中国科学院成都有机化学研究所 理学硕士 研究方向：环境科学与工程 E-mail：yanghanpei@hhu.edu.cn 电话 水利馆429 课程讲授主要内容 化学反应基本规律 化学热力学、动力学初步 溶液与离子平衡 化学热力学多组分体系应用 氧化还原反应、电化学 电化学初步 物质结构基础 结构化学初步 材料化学、石油化工、能源化学、环境化学生物化学、医药及日用化学化工。 化学学科重要性： 人类文明；发展自然科学和改善生存质量 上古时代的工艺化学；中古时代的冶金、医药化学；近代化学、现代化学 化学学习方法： 组成、结构、性质、功能、应用 课程学习目的： 化学的知识、思维、方法、能力 化学与衣、食、住、行； 化学与国防现代化；化学与材料； 化学与能源； 化学与信息； 化学与生命；化学与环境； 化学与执法。