第一章 化学反应中的计量和质量关系

rHm = [4fHm (NO,g) + 6fHm (H2O,g)] - [4fHm (NH3,g) + 5fHm (O2,g)] ={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ· mol-1 = -905.48kJ· mol-1 计算时, 注意系数和正负号
例2
1-2-2 反应热和反应焓变
反应热：化学反应时，如果体系不做非体积功，当反应 终态的温度恢复到始态的温度时，体系所吸收或放出的 热量，称为该反应的反应热。 通常，反应热的数值为反应进度 =1mol(即发生1mol反 应) 时的反应热。 如： H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l) Qp=-285.83kJ· mol-1
反应
rHm/kJ· mol-1 -292
序号 １
2Cu2O(s)+O2(g) → 4CuO(s)
CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s) 计算fHm(CuO,s)
-11.3
２
解:(2)式×2=(3)式:2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s)
(rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ· mol-1 (3)式+(1)式=(4)式: 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s)
第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
本章内容
第一节 化学反应中的质量关系 第二节 化学反应中的能量关系
本章要求
二、
赫
第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
第一节 化学反应中的质量关系
1-1-1 应用化学反应方程式的计算
• 高中知识回顾 化学反应方程式（略） 化学反应计量式？ 表示一个化学反应，用规定的化学符号、化学 式表示反应中物质量的变化。 化学反应 cC + dD = yY + zZ
(rHm)4=(rHm)3+(rHm)1 =-314.6 kJ· mol-1
fHm(CuO,s)= (rHm)4/2 = -314.6 kJ· mol-1/2 = -157.3kJ· mol-1
• 作业：P11:
• 练习：P11：
5,10,11,14
6，7,
习题解答
5.解：（1） = 5.0 mol （2） = 2.5 mol 结论: 反应进度()的值与选用反应式中的哪个物 质的量的变化来进行计算无关，但与反应式的写 法有关。
书写热化学方程式注意： 298.15K H2O(g) 如: H2(g) +1/2O2(g) 100kPa rHm = -241.82 kJ· mol-1 1.注明反应的温度、压力等; 2.注明各物质的聚集状态; 3.同一反应, 反应式系数不同, rHm不同; 4.正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) rHm = -483.64 kJ· mol-1 HgO(s) →Hg(l) + 1 O2(g) Qp = rHm = 90.83 kJ· mol-1 2 Hg(l) + 1O2(g) →HgO(s) Qp = rHm = -90.83 kJ· mol-1 2
0 =νCC +νDD +νYY + νZZ
可简化写出化学计量式的通式：
ν 0＝∑ BB
B
B——包含在反应中的分子、原子或离子 νB——(物质)B的化学计量数
例
N2 + 3H2 = 2NH3
0 = － N2 － 3H2 + 2NH3 =ν(N2)N2 +ν(H2)H2 +ν(NH3)NH3 N2、H2、NH3的化学计量数 ν(N2) =－1、ν(H2) =－3、ν(NH3) = 2
2
t0时 nB/mol 3.0
t1时 nB/mol 2.0 t2时 nB/mol 1.5
n1 H 2 (7.0 10.0)mol 1 1.0mol H 2 3 n1 NH3 (2.0 0)mol 1 1.0mol NH3 2 2 1.5mol
体积功： W
Fex l
V1
pex A l pex V
pex
pex V2 V1
l
4、热力学能(以往称内能)
热力学能(U)——体系内部能量的总和。 U = U(终态) - U(始态) U是状态函数 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关 单位——J、kJ
反应焓变
化学反应在封闭体系中、恒压条件下进行，如果 体系不做非体积功： H = H2 - H1 = Qp 单位：kJ· mol-1
化学反应的焓变等于等压反应热 吸热反应：Qp > 0, H > 0 放热反应：Qp < 0, H < 0
如： H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) H＝ Qp=-285.83kJ· mol-1
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第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
复习高中知识
1-1-1 相对原子质量和相对分子质量
具有确定质子数和中子数的一类单核粒子称为核
素。
。
品种互称为同位素。
自然界中氧就有三种同位素: 16O 17O 18O 元素是具有相同质子数的一类单核粒子的总称 含量/% 99.759 0.037 0.204 碳也有三种同位素： 12C 13C 14C 质子数相等而中子数不等的同一元素的一些原子 含量/% 98.892 1.108
1-1-2 化学计量数与反应进度
1、化学计量数(ν) 化学反应 移项 cC + dD = yY + zZ 0 = -cC - dD + yY + zZ
令
-c =νC、-d =νD、y =νY、z =νZ 规定，反应物的化学计量数为负， 产物的化学计量数为正。
1-1-2 化学计量数与反应进度
1、化学计量数(ν ) 因此，对任一化学反应 cC + dD = yY + zZ 可得：
第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
第二节 化学反应中的能量关系
化学反应过程往往伴随有能量的吸收或释放。
吸热反应，放热反应。
化学反应是反应物分子中旧键的削弱、断裂和产
物分子新键形成的过程。前者需要吸收能量 , 后者则 会释放能量。 属于热化学范畴 热化学：利用热力学的理论和方法讨论化学反应
热量变化规律的一门学科。
标准摩尔反应焓变的计算
化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准 摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓 的总和。 化学反应： cC + dD = yY + zZ (任一物质均处于温度T 的标准态) rHm = [yfHm(Y) + zfHm(Z)] - [cfHm(C) + dfHm(D)]
1-2-1 基本概念和术语
1、体系和环境
体系: 研究的对象。 环境: 体系之外与体系有一定联系的其它物质 或空间。
体系
物质 能量
环境
体系
敞开体系 封闭体系 孤立体系
2、状态和状态函数
状态：体系的宏观性质的综合表现。
状态函数：能表征体系特性的宏观性质的物理量。 (p,V,T) 特点：①状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且
能量的形式。单位为J、kJ
热不是状态函数。 规定：体系吸热：Q >0； 体系放热： Q <0。
2.功( W )
除了热之外，体系与环境之间其它的传递或
交换能量的形式。单位为J、kJ
规定： 体系对环境做功，W<0（失功） 环境对体系做功，W>0（得功） 功不是状态函数 分类：体积功，非体积功
功
体积功: 体系体积变化反抗外力所做的功。 非体积功: 除体积功外的功，如电功。
n1 N 2 (2.0 3.0)mol 1 1.0mol N 2 1
7.0 5.5
2.0 3.0
1 1mol
表示反应中每消耗1mol N2和3mol H2 生成2mol NH3
反应进度必须对应具体的反应方程式。
例
1 3 N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2
H2
rHm= H1+ H2 H1 = rHm-H2=[(-393.51)-(282.98)]kJ· mol-1 =-110.53 kJ· mol-1
1-2-3标准摩尔反应焓变的计算
标准(状)态 物质 气体 液体 固体 溶液中的 溶质 标准态 标准压力(p =100kPa)下纯气体 标准压力(p =100kPa)下 纯液体、纯固体 标准压力(p )下质量摩尔浓度为 1mol· kg-1(近似为1mol· L-1)
状态函数的变化值只与始态、终态
有关,而与变化途径无关。
（Ⅰ）
终态
始态
（Ⅱ）
△T1=350K-300K=50K
理想气体 T=300K 理想气体 T=280K 理想气体 T=350K
△T2=(350-280)K+(280-3000)K=50K
3、功和热
功和热是体系的状态发生变化时，体系与环境之间传 递或交换能量的两种形式。 1.热( Q ) 体系和环境之间因温度不同而传递或交换的
1、等压反应热和反应焓变
等压反应热: 化学反应在恒温恒压条件下进行，如 果体系不做非体积功，此时的反应热称为该反应的 等压反应热。 Qp 单位：kJ· mol-1 有气体参与的反应： 反应始态(1)→反应终态(2) U = Qp + W = Qp - p V 等压反应热不等于体系热力学能的变化
2、反应进度

nB nB (t ) nB (0)
B
B
单位是mol
nB —— 物质B的改变量 νB —— 为B的化学计量数 nB(t) —— t时刻B的物质的量 nB(0) —— 反应开始时B的物质的量
例
N2 g 3H2 g 2NH3 g
10.0 0

0 1
2、热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式 298.15K 如: H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) 100kPa rHm = -241.82 kJ· mol-1 表示在298.15K、100kPa下，当反应进度 = 1 mol 时(1mol H2(g)与1/2mol O2(g)反应，生成1 mol H2O(g)时), 放出241.82kJ热量。 rHm——摩尔反应焓变
3、赫斯(Hess)定律
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。 应用赫斯定律可以计算难以测定或无法用实验测定 即化学反应的焓变只取决于反应的始态和终态，而与 的反应热。 变化过程的具体途径无关。
C(s) + O2(g) H1 rHm CO2(g)
CO(g) + 1/2 O2(g)
rHm=νi fHm(生成物)+νi fHm(反应物)
计算时，注意系数和正负号
单位：kJ· mol-1
计算恒压反应: 4NH3(g)+5O2(g) → 4NO(g)+6H2O(g)的rHm 解：
例1
4NH3(g)+5O2 → 4NO+6H2O(g)
0 90.25 -241.82
fHm /kJ· mol-1 -46.11
t0
3.0
10.0
0
(mol)
7.0 2.0 (mol) t t1时 2.0 n N2 (2.0 3.0)mol ' 1 2.0mol N2 1/ 2
同一化学反应如果化学反应方程式的写法 不同（亦即 νB不同），相同物质的量的变化对应的反应进度会有 区别。
反应焓变
U = Qp + W = Qp - pV U2-U1=Qp - p (V2-V1) Qp=(U2+pV2) – (U1+ pV1) 焓: H = U + PV
说明：（1）HQ 无明确物理意义 p = H2 - H1 = H （2）H 是状态函数 （3）单位J、kJ （4）绝对值无法测知
5、能量守恒定律——热力学第一定律
在任何变化过程中，能量不会自生自灭，只能从一 种形式转化为另一种形式，能量总值不变。
热力学第一定律的实质是能量守恒定律。 封闭体系：始态(1) → 终态(2) U = U2 - U1 = Q + W
热力学能的变化等于体系从环境吸收的热 量加上环境对 体系所做的功。
标准摩尔生成焓
定义：标准态下，由最稳定的纯态单质生成1mol某物质的 焓变。 (即等压反应热) 符号： △ H f m 单位： kJ· mol-1 注意：
1.最稳定纯态单质△ fHm =0, 如 △ fHm (石墨)=0 2 △ fHm 代数值越小, 化合物越稳定 3.必须注明温度，若为298.15K时可省略