化学反应热和反应焓变.ppt
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§2. 化学反应热和反应焓变
2.1 热力学第一定律
——能量守恒定律应用于热力学体系 定义：在任何变化过程中，宇宙的总能量是恒定不变的 。 图示：分析理解 令一定量气体处于封闭体系：
状态 内能
状态Ⅰ U1
状态Ⅱ U2
体系状态变化而引起的内能变化:
UⅡ = UⅠ + Q
－ （ –Ｗ）
终态 始态 吸热，使U↑ 对环境作功使U↓。
——热力学第一定律对于过程能量变化的求算尤为重要， 各种能量求算在此基础而导出。
2.2 化学反应的热效应
１、等容反应热（ＱV）
等容： Ｖ１＝Ｖ２
△V=0
等容条件用于第一定律：△U = QV+Ｗ
W Ｗ体＝Ｐ外△Ｖ W `—— 一般化学反应W `=0
则：
有：
△U ＝ＱＶ＝ＱＶ+Ｐ外△Ｖ（△V=0）
△U ＝ＱＶ
QP＝QV _
2.3 标准摩尔生成焓
1、 标准条件：
⑴、热力学标准态：人为指定：选定温度T，通常 选298K、各物质压力为标准压力、且纯态为热力 学标准态。若讨论体系为液态，则规定各物质活度 = 1或[离子浓度]= 1mol•l -1
⑵、稳定单质：标态下，某元素以多种形式存在时， 焓值最低，即最稳定的为稳定单质。
则：
ΔH f(NH3g)
46.19KJ mol1
３、离子的标准摩尔生成焓
符号：H m
单位：KJ•mol-1
定义：标准状态下，1mol 水合离子的生成焓是 离子的标准摩尔生成焓，并规定：
ΔH (H ) 0
m
Hale Waihona Puke Baidu
aq
ΔH (Cl ) 74.9KJ mol1
m
aq
§3 化学反应热的热力学求算
3.1、利用标准摩尔生成焓求算△H0 上讨论已有： Qp＝△Ｈ＝ Ｈ２ － Ｈ１
0
－46.19KJ•mol -1
∴ H 2H (H 3H )
fNH3
fN2
fH2
2 (46.19) 92.38KJ mol1
实例2：教材P 例 3.2 利用Qp＝Qv+ △nRT 、△H0＝△U+ △nRT求算
△n= 产物气体n — 反应物气体n R—8.314J•mol-1•k-1， T——绝对温度
改写 即 式
UⅡ － UⅠ = Q + Ｗ
△U = Q + Ｗ——封闭体系热力学第一定律数学
——封闭体系，其内能变化等于Q与Ｗ之和。
例如： Q=1000 KJ W= 100 KJ
则 △U=1000－100 = 900 KJ
——表示内能净增900 KJ
宇宙总能量未改：
1000 = 900 + 100 = 1000 KJ——能量守恒
——在恒压、Ｗ′＝０条件下，化学反应热ＱＰ等于 体系的焓变△H；
4、ＱP与QV 的关系
QＰ＝△U+ P△V
对于理想气体 △U＝QV
QP＝QV+P△V
△H＝△U+P△V
∵ P△V＝△nRT 恒温、恒压
∴ QP＝QV + △nRT △H＝△U+ △nRT
△n＝n产－ _n反 ——气体摩尔数之差
△n＝0
∵ 一般化学反应 Ｗ′= 0
故：第一定律为
△U＝QＰ－Ｐ外△Ｖ＝QＰ－Ｐ△Ｖ 改写： QＰ＝ △U ＋Ｐ△Ｖ
——封闭体系等压、Ｗ′＝０，恒压反应热 等于体系内能增量与Ｐ△Ｖ乘积之和。
3、焓和焓变
上式： QＰ＝△U ＋Ｐ△Ｖ ＝(Ｕ２－Ｕ１)＋Ｐ(Ｖ２－Ｖ１) (∵Ｐ＝Ｐ１＝Ｐ2) ＝(Ｕ２－Ｕ１)＋ (Ｐ２Ｖ２－Ｐ１Ｖ１)
整理 QＰ＝ (Ｕ２＋Ｐ２Ｖ２)－ (Ｕ１＋Ｐ１Ｖ１)
定义： H = U+PV——称H 为焓
H 特征： ① 状态函数； ② 容量性质，能量单KJ；
③ 绝对值无法测定。
将H的定义式代入 QＰ式
即有： QP = H2－Ｈ１＝△H
用于化学过程：△H=Ｈ产物－Ｈ反应物 ；
△H称为焓变， △H具有Ｈ的特征，但可测定。
BC
AB
CD
(H H ) (H H )
推广，有通式
f AD
f BC
f AB
f CD
ΔH iΔHf 产物 jΔHf反应物
or ΔH ΔH ΔH
f 产物
f 反应应
、 为方程中计量系数。
i
j
实例1：求
N2(g) + 3H2(g)
2NH3 (g)的△H0
解： △H0f：0
如： C石墨（稳定单质 ） C金刚石（不稳定单质 ）
如 N2(g) O2(g) Cl 2(g) H2(g) Hg(l ) I2(s) Fe(s) Cu(s) Ag(s) Na(s) Br2(l ) 为稳定单质等。
⑶、人为指定标态下，稳定单质的标准生成焓
规定为 零，即 ΔHf(稳定单质) 0
——作为测定其它物质 ΔH 的标度点。 f
大意：恒压或恒容下，如果一个化学反应分几步进
行，则总反应的反应热等于各步反应热之和。
即：
ΔH ΔH ΔH ΔH
总
1
2
3
实例讨论： 已知下列反应的反应热：
① C石墨 + O2(g)
2、化合物的标准摩尔生成焓
符号：Hf(AB)
单位：KJ •mol-1
设生成反应 A + B
AB
稳定单质 1mol化合物
△H0
反应热
定义：标准状态下，由稳定单质生成1mol化 合
物的反应热为该物质的标准摩尔生焓。
ΔHf(AB) ΔH
即：
N 1
2
(g)
H 3
2
(g)
NH
(g)
2
2
3
如：
测 △H 0 = －46.19 KJ•mol-1
产物 反应物
用于具体反应 AB CD T.P AD BC W0
△H0 ＝(ＨＡＤ＋ＨＢＣ)－(ＨＡＢ＋ＨＣＤ)
∵Ｈi无法测定；
为此 ：①、选参考态作为相对标准：ΔH 0 f 稳定单质
②、测 ΔH f
③、以 ΔH 代 H 进行计算。
f
i
• 即有： ΔH (H H ) (H H )
AD
——封闭体系、等容 、Ｗ′= 0 、反应热ＱV 数值上等于体系内能增量。
若： ＱＶ＝＋值 △U ＞ 0 ——体系内能增加 ＱＶ＝－值 △U ＜ 0 ——体系内能减少
2、等压反应热：QP 等压：P1 = P2 = P = P外 or △P = 0 将等压条件用于第一定律： △U = Q +Ｗ
即有：
△U =QＰ + Ｗ
例3： 求反应
H2
(g)
1 2
O2
(g)
100CH2
O(g)
的
△H0。
已知：△U＝－240.3 KJ•mol -1
解： △n＝1 － 1.5= －0.5
∴ △H0＝－240.3 -- 0.5×8.314 × 373 × 10-3
＝－241.8 （KJ•mol-1）
3.3、盖斯定律：
(利用热化学方程的 ＋、－、×、÷ 关系进行求算)
2.1 热力学第一定律
——能量守恒定律应用于热力学体系 定义：在任何变化过程中，宇宙的总能量是恒定不变的 。 图示：分析理解 令一定量气体处于封闭体系：
状态 内能
状态Ⅰ U1
状态Ⅱ U2
体系状态变化而引起的内能变化:
UⅡ = UⅠ + Q
－ （ –Ｗ）
终态 始态 吸热，使U↑ 对环境作功使U↓。
——热力学第一定律对于过程能量变化的求算尤为重要， 各种能量求算在此基础而导出。
2.2 化学反应的热效应
１、等容反应热（ＱV）
等容： Ｖ１＝Ｖ２
△V=0
等容条件用于第一定律：△U = QV+Ｗ
W Ｗ体＝Ｐ外△Ｖ W `—— 一般化学反应W `=0
则：
有：
△U ＝ＱＶ＝ＱＶ+Ｐ外△Ｖ（△V=0）
△U ＝ＱＶ
QP＝QV _
2.3 标准摩尔生成焓
1、 标准条件：
⑴、热力学标准态：人为指定：选定温度T，通常 选298K、各物质压力为标准压力、且纯态为热力 学标准态。若讨论体系为液态，则规定各物质活度 = 1或[离子浓度]= 1mol•l -1
⑵、稳定单质：标态下，某元素以多种形式存在时， 焓值最低，即最稳定的为稳定单质。
则：
ΔH f(NH3g)
46.19KJ mol1
３、离子的标准摩尔生成焓
符号：H m
单位：KJ•mol-1
定义：标准状态下，1mol 水合离子的生成焓是 离子的标准摩尔生成焓，并规定：
ΔH (H ) 0
m
Hale Waihona Puke Baidu
aq
ΔH (Cl ) 74.9KJ mol1
m
aq
§3 化学反应热的热力学求算
3.1、利用标准摩尔生成焓求算△H0 上讨论已有： Qp＝△Ｈ＝ Ｈ２ － Ｈ１
0
－46.19KJ•mol -1
∴ H 2H (H 3H )
fNH3
fN2
fH2
2 (46.19) 92.38KJ mol1
实例2：教材P 例 3.2 利用Qp＝Qv+ △nRT 、△H0＝△U+ △nRT求算
△n= 产物气体n — 反应物气体n R—8.314J•mol-1•k-1， T——绝对温度
改写 即 式
UⅡ － UⅠ = Q + Ｗ
△U = Q + Ｗ——封闭体系热力学第一定律数学
——封闭体系，其内能变化等于Q与Ｗ之和。
例如： Q=1000 KJ W= 100 KJ
则 △U=1000－100 = 900 KJ
——表示内能净增900 KJ
宇宙总能量未改：
1000 = 900 + 100 = 1000 KJ——能量守恒
——在恒压、Ｗ′＝０条件下，化学反应热ＱＰ等于 体系的焓变△H；
4、ＱP与QV 的关系
QＰ＝△U+ P△V
对于理想气体 △U＝QV
QP＝QV+P△V
△H＝△U+P△V
∵ P△V＝△nRT 恒温、恒压
∴ QP＝QV + △nRT △H＝△U+ △nRT
△n＝n产－ _n反 ——气体摩尔数之差
△n＝0
∵ 一般化学反应 Ｗ′= 0
故：第一定律为
△U＝QＰ－Ｐ外△Ｖ＝QＰ－Ｐ△Ｖ 改写： QＰ＝ △U ＋Ｐ△Ｖ
——封闭体系等压、Ｗ′＝０，恒压反应热 等于体系内能增量与Ｐ△Ｖ乘积之和。
3、焓和焓变
上式： QＰ＝△U ＋Ｐ△Ｖ ＝(Ｕ２－Ｕ１)＋Ｐ(Ｖ２－Ｖ１) (∵Ｐ＝Ｐ１＝Ｐ2) ＝(Ｕ２－Ｕ１)＋ (Ｐ２Ｖ２－Ｐ１Ｖ１)
整理 QＰ＝ (Ｕ２＋Ｐ２Ｖ２)－ (Ｕ１＋Ｐ１Ｖ１)
定义： H = U+PV——称H 为焓
H 特征： ① 状态函数； ② 容量性质，能量单KJ；
③ 绝对值无法测定。
将H的定义式代入 QＰ式
即有： QP = H2－Ｈ１＝△H
用于化学过程：△H=Ｈ产物－Ｈ反应物 ；
△H称为焓变， △H具有Ｈ的特征，但可测定。
BC
AB
CD
(H H ) (H H )
推广，有通式
f AD
f BC
f AB
f CD
ΔH iΔHf 产物 jΔHf反应物
or ΔH ΔH ΔH
f 产物
f 反应应
、 为方程中计量系数。
i
j
实例1：求
N2(g) + 3H2(g)
2NH3 (g)的△H0
解： △H0f：0
如： C石墨（稳定单质 ） C金刚石（不稳定单质 ）
如 N2(g) O2(g) Cl 2(g) H2(g) Hg(l ) I2(s) Fe(s) Cu(s) Ag(s) Na(s) Br2(l ) 为稳定单质等。
⑶、人为指定标态下，稳定单质的标准生成焓
规定为 零，即 ΔHf(稳定单质) 0
——作为测定其它物质 ΔH 的标度点。 f
大意：恒压或恒容下，如果一个化学反应分几步进
行，则总反应的反应热等于各步反应热之和。
即：
ΔH ΔH ΔH ΔH
总
1
2
3
实例讨论： 已知下列反应的反应热：
① C石墨 + O2(g)
2、化合物的标准摩尔生成焓
符号：Hf(AB)
单位：KJ •mol-1
设生成反应 A + B
AB
稳定单质 1mol化合物
△H0
反应热
定义：标准状态下，由稳定单质生成1mol化 合
物的反应热为该物质的标准摩尔生焓。
ΔHf(AB) ΔH
即：
N 1
2
(g)
H 3
2
(g)
NH
(g)
2
2
3
如：
测 △H 0 = －46.19 KJ•mol-1
产物 反应物
用于具体反应 AB CD T.P AD BC W0
△H0 ＝(ＨＡＤ＋ＨＢＣ)－(ＨＡＢ＋ＨＣＤ)
∵Ｈi无法测定；
为此 ：①、选参考态作为相对标准：ΔH 0 f 稳定单质
②、测 ΔH f
③、以 ΔH 代 H 进行计算。
f
i
• 即有： ΔH (H H ) (H H )
AD
——封闭体系、等容 、Ｗ′= 0 、反应热ＱV 数值上等于体系内能增量。
若： ＱＶ＝＋值 △U ＞ 0 ——体系内能增加 ＱＶ＝－值 △U ＜ 0 ——体系内能减少
2、等压反应热：QP 等压：P1 = P2 = P = P外 or △P = 0 将等压条件用于第一定律： △U = Q +Ｗ
即有：
△U =QＰ + Ｗ
例3： 求反应
H2
(g)
1 2
O2
(g)
100CH2
O(g)
的
△H0。
已知：△U＝－240.3 KJ•mol -1
解： △n＝1 － 1.5= －0.5
∴ △H0＝－240.3 -- 0.5×8.314 × 373 × 10-3
＝－241.8 （KJ•mol-1）
3.3、盖斯定律：
(利用热化学方程的 ＋、－、×、÷ 关系进行求算)