普通化学-第一章
合集下载
相关主题
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
答：是状态函数，但不能知道它的绝对数值。
公式qp =ΔH 的意义： 1）等压热效应即为焓的增量，故qP也只决定于始终态， 而与途径无关。2）可以通过ΔH的计算求出的qP值。
2. 定容反应热与定压反应热的关系
已知 定容反应热：qV = ΔU； 定压反应热：qp = ΔUp + p(V2 – V1) 等温过程， ΔUp ΔUV，则：
思考：若反应 C(石墨) + O2(g) →CO2(g)
的qp,m为–393.5kJ· mol –1，则该反应的qV,m 为多少？
气体设为理想气体。
答：该反应的Δn(g) = 0， qV = qp 小结 对于没有气态物质参与的反应或Δn(g) 0的反应，qV qp；对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)0的反应， qV qp
图1.3 弹式量热计
1. 反应热的实验测量方法
设有n mol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热 计与恒温水浴的温度从T1上升到T2，弹式量热计与恒 温水浴的热容为Cs(J· K-1)， 比热容为cs(J· K-1kg-1 )，则：
q cs ms (T2 T 1) Cs T
由于完全反应，ξ = n 因此摩尔反应热：
ΔH – ΔU = qp – qV = p(V2 – V1) 对于理想气体反应，有： qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 对于有凝聚相参与的理想气体反应，由于凝聚相 相对气相来说，体积可以忽略，因此在上式中， 只需考虑气体的物质的量。
2. 定容反应热与定压反应热的关系
有关
思考：qp与qv相同吗？。
不相同
一般标注的是等压热效应qp。
1.2 反应热的理论计算
并不是所有的反应热都可以实验测定。例如反应：
2C(s) + O2(g) = 2CO(g)
思考：为什么上述反应的反应热无法实验测定？ 实验过程中无法控制生成产物完全是CO。 因此，只能用理论方法来计算反应热。
即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。
盖斯定律示例
附例1.3 已知反应 C O2 CO2 和 CO O 2 CO2 的反应焓， 2 1 计算 C O 2 CO 的反应焓， 2 解： C O2 CO2 r H m,1 393.5 kJ mol 1 1 CO O 2 CO 2 r H m, 2 283.0 kJ mol 1
1. 2. 2 化学反应的反应热与焓
通常把反应物和生成物具有相同温度时，系统吸收 或放出的热量叫做反应热。 根据反应条件的不同，反应热又可分为： 定容反应热 恒容过程，体积功w体 = 0，不做非体积功 w ′=0时， 所以， w= w体+ w ′=0 ，qV = ΔU 定压反应热 恒压过程，不做非体积功时， w体= – p(V2–V1)， 所以qp = ΔU + p(V2–V1) 这两个公式可用来计算定容、定压反应热
2) CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系 统中的相数。
答：1）在此条件下，存在3相（气、液、固各一相；2）3 相（气体1相，固体2相）
3. 状态与状态函数
状态就是系统一切性质的总和，有平衡态和非平 衡态之分。 如系统的宏观性质都处于定值，则系统为平衡态。 状态变化时，系统的宏观性质也必然发生部分或 全部变化。 状态函数 用于表示系统性质的物理量X 称状态函数，如气 体的压力p、体积V、温度T 等。
可逆过程 体系经过某一过程，由状态Ⅰ变到状态Ⅱ之后， 如果存在一个逆过程能使体系和环境都完全复原 （不给体系和环境留下任何影响），这样的过程 称为可逆过程。它是在一系列无限接近平衡条件 下进行的过程。
5. 化学计量数
一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒 关系， 通式为：
0
B
B
B
B 称为B 的化学计量数。符号规定： 反应物： B为负；产物：B为正。
1. 焓
∵ qP =△U + p(V2 – V1)
= (U2 - U1)+ p(V2 – V1) = (U2 + p 2V2) – (U1 + p 1V1) 令H = U + p V 则qp =H2 – H1=ΔH H 称为焓，是一个重要的热力学函数。 思考：焓是状态函数吗？能否知道它的绝对数值？
U1
q>0
w>0
ΔU = q +w
U2
热—无序能；功—有序能；能的品位不同。
4. 体积功w体的计算
等外压过程中，体积功 w体= – p 外(V2 – V1) = – p外ΔV p外 = F / A，l = ΔV / A2， 因此，体积功
等外压指系统 外压恒定。
l
p
p外 = F / A
w体= F · l = –(p外· A) · (ΔV/A) = – p外 Δ V ——体积功的定义式
附例1.1 应用化学反应统通式形式表示下列合成氨的化学反 应计量方程式： N2 + 3H2 == 2NH3
解：用化学反应通式表示为：
0= - N2 - 3H2 + 2NH3
6. 反应进度
反应进度ξ 的定义：
B nB 为物质B的物质的量，d nB表示微小的变化量。
d dnB
反应进度的单位是摩尔（mol） 思考：反应进度与化学反应方程式的书写有关吗？
2 1
1 C O 2 CO 2 式(1) - 式(2)
r H m , 3 r H m ,1 r H m , 2 [393.5 (283)]kJ mol 1 100.5kJ mol 1
ห้องสมุดไป่ตู้
由盖斯定律知：若化学反应可以加和，则其反应 热也可以加和。
1.2.3 反应标准摩尔焓变的计算
1.2 热力学能
系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平 动、转动、振动以及电子运动和核运动。
由于分子内部运动的相互作用十分复杂，因此目前尚无法 测定内能的绝对数值。
内能的特征： 状态函数 无绝对数值 广度性质
思考：同样的物质，在相同的温度和压力下，前者放在
10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上。 两者的内能相同吗？ 答：相同。
图1.4 体积功示意图
5. 理想气体的体积功
理想气体的定义： 气体分子体积和气体分子之间的作用力可以忽略 的气态系统被称为理想气体，是一种假想的体系。 理想气体的状态方程：
pV nRT
例 1 mol理想气体从始态100kPa, 22.4dm3经等温恒 外压p2 = 50kPa膨胀到平衡，求系统所做的功。
1. 热力学标准态： 气体物质的标准态：标准压力p 下表现出理想 气体性质的纯气体状态 溶液中溶质B的标准态是:标准压力p 下，质量 摩尔浓度为m (1.0mol.kg-1),并表现出纯溶质的状 态; 本书采用近似c =1.0 mol.dm-3) 液体或固体的标准态是:标准压力p 下的纯液 体或纯固体。
状态函数可分为两类： 广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量等。 强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力 等。
思考：力和面积是什么性质的物理量？它们的商即压强
(热力学中称为压力)是强度性质的物理量，由此可以得出 什么结论？ 答：力和面积都是广度性质的物理量。结论是两个广度 性质的物理量的商是一个强度性质的物理量。
2. 热
在物理或化学变化的过程中，系统与环境存在温 度差而交换的能量称为热。 热的符号规定： 系统吸热（增加）为正，系统放热（减少）为负。 思考：热是状态函数么？ 热量q不是状态函数，与途径有关，称之为途 径函数。
3. 功与体积功
在物理或化学变化的过程中，系统与环境除热以 外的方式交换的能量都称为功。
状态函数的性质
状态函数是状态的单值函数。 当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统 的始、末态有关，而与变化的实际途径无关。 以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数 压力p和体积V的变化量与途径无关。
外压从3pº 变为p°
3pº
V T
图1.2 状态函数的性质
广度性质和强度性质
问题：摩尔体积(体积除以物质的量)是什么性质的物理量？
4. 过程与途径
系统状态发生任何的变化称为过程； 实现一个过程的具体步骤称途径。
思考：过程与途径的区别。 设想如果你要把20 °C的水烧开，要完成“水烧开”这个 过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常 压烧；也可以在高压锅中加压烧开再降至常压。
功w是状态函数吗？
不是，W与途径有关
1.2.1 热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收 热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU (U2 – U1)为：
ΔU = q + w
热力学第一定律的实质是能量守恒定律在热力 学中的的应用。 其中，热力学能从前称为内能。
一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收热q ，得功 w，变到状态2,热力学能U2，则有：
答：有关。如对于反应： 0 = –N2 – 3H2 + 2NH3 ，当有1mol NH3生成时，反应进度为0.5mol。若将反应写成 1 3 N 2 H 2 NH 3 2 2 则反应进度为1 mol。
1.1.2 反应热的测量
反应热指化学反应过程中系统放出或吸收的热量。 热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正。 摩尔反应热指当反应进度为1 mol时系统放出或吸 收的热量。 反应热可分为等容反应 热和等压反应热，等容 反应热可在弹式量热计 中精确地测量。测量反 应热是热化学的重要研 究内容。
第1章 热化学与能源
本章目录
1.1 热化学
1.2 反应热与焓
1.3 能源的合理利用
本章小结
1 .1 热化学
1.1.1 几个基本概念 1. 系统与环境
系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。 环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。 系统的分类：以是否有物质与能量的交换为标准。
开放系统 有物质和能量交换
qm q / n
思考：反应热有定容反应热和定压反应热之分。前者 的反应条件是恒容，后者的反应条件是恒压。用弹式 量热计测量的反应热是定容反应热还是定压反应热？
答：定容反应热
2. 热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方 程式。其标准写法是：先写出反应方程，并指明各 物质的状态，再写出相应反应热，两者之间用分号 或逗号隔开。例如： 1 qV, m 620kJ mol N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)；
功的符号规定： （注意功符号的规定尚不统一） 系统得功为正，系统作功为负。 由于系统体积发生变化而与环境所交换的功称为体 积功w体。所有其它的功统称为非体积功w ′。 w = w体+ w ′
思考：1mol理想气体，密闭在1)气球中，2) 钢瓶中；将理 想气体的温度提高20º C时，是否做了体积功？
答：1)做体积功，2)未做体积功。
封闭系统 只有能量交换
隔离系统 无物质和能量交换
图1.1 系统的分类
2. 相
系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分 称为相。根据相的概念，系统可分为： 单相（均匀）系统 多相（不均匀）系统 相与相之间有明确的界面。 思考：1) 101.325kPa，273.15K(0℃)下，H2O(l), H2O(g)和H2O(s)同时共存时系统中的相数为多少。
2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；
q p,m 570kJ mol 1
若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。 书写热化学方程式时应注意： 标明反应温度、压力及反应物、生成物的 量（化学计量系数）和状态；
问题：反应热与反应式的化学计量数有关么 ？
解：终态平衡时的体积为：
V2 p1V1 / p2 100000 Pa 22.4 10 -3 m 3 / 50000 Pa 44.8 10 -3 m 3
w体 p外 V 50000 Pa (44.8 22.4) 10 3 m 3 1120 J
负值表示系统对外做功。
3. 盖斯定律
qp =ΔH
qV =ΔU
化学反应的恒压或恒容反应热数值只与物质的始态 或终态有关而与变化的途径无关。
始态 C(石墨) + O2(g)
r H m, 1
终态 CO2(g)
r H m, 2
中间态 CO(g) + ½ O2(g)
r H m, 3
r H m, 1 r H m, 2 r H m, 3
公式qp =ΔH 的意义： 1）等压热效应即为焓的增量，故qP也只决定于始终态， 而与途径无关。2）可以通过ΔH的计算求出的qP值。
2. 定容反应热与定压反应热的关系
已知 定容反应热：qV = ΔU； 定压反应热：qp = ΔUp + p(V2 – V1) 等温过程， ΔUp ΔUV，则：
思考：若反应 C(石墨) + O2(g) →CO2(g)
的qp,m为–393.5kJ· mol –1，则该反应的qV,m 为多少？
气体设为理想气体。
答：该反应的Δn(g) = 0， qV = qp 小结 对于没有气态物质参与的反应或Δn(g) 0的反应，qV qp；对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)0的反应， qV qp
图1.3 弹式量热计
1. 反应热的实验测量方法
设有n mol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热 计与恒温水浴的温度从T1上升到T2，弹式量热计与恒 温水浴的热容为Cs(J· K-1)， 比热容为cs(J· K-1kg-1 )，则：
q cs ms (T2 T 1) Cs T
由于完全反应，ξ = n 因此摩尔反应热：
ΔH – ΔU = qp – qV = p(V2 – V1) 对于理想气体反应，有： qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 对于有凝聚相参与的理想气体反应，由于凝聚相 相对气相来说，体积可以忽略，因此在上式中， 只需考虑气体的物质的量。
2. 定容反应热与定压反应热的关系
有关
思考：qp与qv相同吗？。
不相同
一般标注的是等压热效应qp。
1.2 反应热的理论计算
并不是所有的反应热都可以实验测定。例如反应：
2C(s) + O2(g) = 2CO(g)
思考：为什么上述反应的反应热无法实验测定？ 实验过程中无法控制生成产物完全是CO。 因此，只能用理论方法来计算反应热。
即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。
盖斯定律示例
附例1.3 已知反应 C O2 CO2 和 CO O 2 CO2 的反应焓， 2 1 计算 C O 2 CO 的反应焓， 2 解： C O2 CO2 r H m,1 393.5 kJ mol 1 1 CO O 2 CO 2 r H m, 2 283.0 kJ mol 1
1. 2. 2 化学反应的反应热与焓
通常把反应物和生成物具有相同温度时，系统吸收 或放出的热量叫做反应热。 根据反应条件的不同，反应热又可分为： 定容反应热 恒容过程，体积功w体 = 0，不做非体积功 w ′=0时， 所以， w= w体+ w ′=0 ，qV = ΔU 定压反应热 恒压过程，不做非体积功时， w体= – p(V2–V1)， 所以qp = ΔU + p(V2–V1) 这两个公式可用来计算定容、定压反应热
2) CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系 统中的相数。
答：1）在此条件下，存在3相（气、液、固各一相；2）3 相（气体1相，固体2相）
3. 状态与状态函数
状态就是系统一切性质的总和，有平衡态和非平 衡态之分。 如系统的宏观性质都处于定值，则系统为平衡态。 状态变化时，系统的宏观性质也必然发生部分或 全部变化。 状态函数 用于表示系统性质的物理量X 称状态函数，如气 体的压力p、体积V、温度T 等。
可逆过程 体系经过某一过程，由状态Ⅰ变到状态Ⅱ之后， 如果存在一个逆过程能使体系和环境都完全复原 （不给体系和环境留下任何影响），这样的过程 称为可逆过程。它是在一系列无限接近平衡条件 下进行的过程。
5. 化学计量数
一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒 关系， 通式为：
0
B
B
B
B 称为B 的化学计量数。符号规定： 反应物： B为负；产物：B为正。
1. 焓
∵ qP =△U + p(V2 – V1)
= (U2 - U1)+ p(V2 – V1) = (U2 + p 2V2) – (U1 + p 1V1) 令H = U + p V 则qp =H2 – H1=ΔH H 称为焓，是一个重要的热力学函数。 思考：焓是状态函数吗？能否知道它的绝对数值？
U1
q>0
w>0
ΔU = q +w
U2
热—无序能；功—有序能；能的品位不同。
4. 体积功w体的计算
等外压过程中，体积功 w体= – p 外(V2 – V1) = – p外ΔV p外 = F / A，l = ΔV / A2， 因此，体积功
等外压指系统 外压恒定。
l
p
p外 = F / A
w体= F · l = –(p外· A) · (ΔV/A) = – p外 Δ V ——体积功的定义式
附例1.1 应用化学反应统通式形式表示下列合成氨的化学反 应计量方程式： N2 + 3H2 == 2NH3
解：用化学反应通式表示为：
0= - N2 - 3H2 + 2NH3
6. 反应进度
反应进度ξ 的定义：
B nB 为物质B的物质的量，d nB表示微小的变化量。
d dnB
反应进度的单位是摩尔（mol） 思考：反应进度与化学反应方程式的书写有关吗？
2 1
1 C O 2 CO 2 式(1) - 式(2)
r H m , 3 r H m ,1 r H m , 2 [393.5 (283)]kJ mol 1 100.5kJ mol 1
ห้องสมุดไป่ตู้
由盖斯定律知：若化学反应可以加和，则其反应 热也可以加和。
1.2.3 反应标准摩尔焓变的计算
1.2 热力学能
系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平 动、转动、振动以及电子运动和核运动。
由于分子内部运动的相互作用十分复杂，因此目前尚无法 测定内能的绝对数值。
内能的特征： 状态函数 无绝对数值 广度性质
思考：同样的物质，在相同的温度和压力下，前者放在
10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上。 两者的内能相同吗？ 答：相同。
图1.4 体积功示意图
5. 理想气体的体积功
理想气体的定义： 气体分子体积和气体分子之间的作用力可以忽略 的气态系统被称为理想气体，是一种假想的体系。 理想气体的状态方程：
pV nRT
例 1 mol理想气体从始态100kPa, 22.4dm3经等温恒 外压p2 = 50kPa膨胀到平衡，求系统所做的功。
1. 热力学标准态： 气体物质的标准态：标准压力p 下表现出理想 气体性质的纯气体状态 溶液中溶质B的标准态是:标准压力p 下，质量 摩尔浓度为m (1.0mol.kg-1),并表现出纯溶质的状 态; 本书采用近似c =1.0 mol.dm-3) 液体或固体的标准态是:标准压力p 下的纯液 体或纯固体。
状态函数可分为两类： 广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量等。 强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力 等。
思考：力和面积是什么性质的物理量？它们的商即压强
(热力学中称为压力)是强度性质的物理量，由此可以得出 什么结论？ 答：力和面积都是广度性质的物理量。结论是两个广度 性质的物理量的商是一个强度性质的物理量。
2. 热
在物理或化学变化的过程中，系统与环境存在温 度差而交换的能量称为热。 热的符号规定： 系统吸热（增加）为正，系统放热（减少）为负。 思考：热是状态函数么？ 热量q不是状态函数，与途径有关，称之为途 径函数。
3. 功与体积功
在物理或化学变化的过程中，系统与环境除热以 外的方式交换的能量都称为功。
状态函数的性质
状态函数是状态的单值函数。 当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统 的始、末态有关，而与变化的实际途径无关。 以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数 压力p和体积V的变化量与途径无关。
外压从3pº 变为p°
3pº
V T
图1.2 状态函数的性质
广度性质和强度性质
问题：摩尔体积(体积除以物质的量)是什么性质的物理量？
4. 过程与途径
系统状态发生任何的变化称为过程； 实现一个过程的具体步骤称途径。
思考：过程与途径的区别。 设想如果你要把20 °C的水烧开，要完成“水烧开”这个 过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常 压烧；也可以在高压锅中加压烧开再降至常压。
功w是状态函数吗？
不是，W与途径有关
1.2.1 热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收 热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU (U2 – U1)为：
ΔU = q + w
热力学第一定律的实质是能量守恒定律在热力 学中的的应用。 其中，热力学能从前称为内能。
一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收热q ，得功 w，变到状态2,热力学能U2，则有：
答：有关。如对于反应： 0 = –N2 – 3H2 + 2NH3 ，当有1mol NH3生成时，反应进度为0.5mol。若将反应写成 1 3 N 2 H 2 NH 3 2 2 则反应进度为1 mol。
1.1.2 反应热的测量
反应热指化学反应过程中系统放出或吸收的热量。 热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正。 摩尔反应热指当反应进度为1 mol时系统放出或吸 收的热量。 反应热可分为等容反应 热和等压反应热，等容 反应热可在弹式量热计 中精确地测量。测量反 应热是热化学的重要研 究内容。
第1章 热化学与能源
本章目录
1.1 热化学
1.2 反应热与焓
1.3 能源的合理利用
本章小结
1 .1 热化学
1.1.1 几个基本概念 1. 系统与环境
系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。 环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。 系统的分类：以是否有物质与能量的交换为标准。
开放系统 有物质和能量交换
qm q / n
思考：反应热有定容反应热和定压反应热之分。前者 的反应条件是恒容，后者的反应条件是恒压。用弹式 量热计测量的反应热是定容反应热还是定压反应热？
答：定容反应热
2. 热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方 程式。其标准写法是：先写出反应方程，并指明各 物质的状态，再写出相应反应热，两者之间用分号 或逗号隔开。例如： 1 qV, m 620kJ mol N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)；
功的符号规定： （注意功符号的规定尚不统一） 系统得功为正，系统作功为负。 由于系统体积发生变化而与环境所交换的功称为体 积功w体。所有其它的功统称为非体积功w ′。 w = w体+ w ′
思考：1mol理想气体，密闭在1)气球中，2) 钢瓶中；将理 想气体的温度提高20º C时，是否做了体积功？
答：1)做体积功，2)未做体积功。
封闭系统 只有能量交换
隔离系统 无物质和能量交换
图1.1 系统的分类
2. 相
系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分 称为相。根据相的概念，系统可分为： 单相（均匀）系统 多相（不均匀）系统 相与相之间有明确的界面。 思考：1) 101.325kPa，273.15K(0℃)下，H2O(l), H2O(g)和H2O(s)同时共存时系统中的相数为多少。
2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；
q p,m 570kJ mol 1
若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。 书写热化学方程式时应注意： 标明反应温度、压力及反应物、生成物的 量（化学计量系数）和状态；
问题：反应热与反应式的化学计量数有关么 ？
解：终态平衡时的体积为：
V2 p1V1 / p2 100000 Pa 22.4 10 -3 m 3 / 50000 Pa 44.8 10 -3 m 3
w体 p外 V 50000 Pa (44.8 22.4) 10 3 m 3 1120 J
负值表示系统对外做功。
3. 盖斯定律
qp =ΔH
qV =ΔU
化学反应的恒压或恒容反应热数值只与物质的始态 或终态有关而与变化的途径无关。
始态 C(石墨) + O2(g)
r H m, 1
终态 CO2(g)
r H m, 2
中间态 CO(g) + ½ O2(g)
r H m, 3
r H m, 1 r H m, 2 r H m, 3