第四章 化学反应与能源资料
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)。
状态函数最重要的特点是它的数值仅取决于系统的状 态，其变化值只与始态和终态有关，而与变化的具体途 径无关。
2. 热和功
热：体系和环境之间因温度的不同而被传递的能量， 称为热，用Q表示。
规定：体系吸热，即体系得到能量：Q 0
体系放热，即体系失去能量：Q 0
功：体系与环境之间除了热以外其它所有被传递的能 量，称为功，用W表示。
第四章 化学反应与能源
§4.1 热化学与能量转化 §4.2 化学反应的方向与限度 §4.3 化学平衡和反应速率 §4.4 氧化还原反应和能源的开发利用
§4.1 热化学与能量转化
一、热力学能（U）的变化 二、化学反应中的热力学能变化和焓变 三、等容过程的热量Qv测定 四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
热和功是否为状态函数？由热和功的定义可 知，热和功是系统变化过程中发生的，所以热和 功不是状态函数。热和功的大小与变化的途径有 关。
3. 热力学第一定律 即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形 式，它们之间可以相互转化，在转化过程中总 能量保持不变。
热力学第一定律的表达式：
如有一体系由状态(1)(2)，相应热力学能由U1U2， 在此过程中体系吸收的热量为Q，环境对体系所做的 功为W。
3. 热力学能变化U和焓变H的关系
U = Q +wenku.baidu.comW 恒压且只做体积功的条件下
U = Qp + W = H－pV 1）当反应物和生成物都为固体或液体时，即无气体 参加的反应，V很小，则此时H U。
2）对于有气体参加的反应，体系体积的变化取决于 气体体积的变化。
则pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = (n)RT
则：U2 = U1 + Q + W 即：U = Q + W 例4.1 某过程中，系统从环境吸收40kJ的热，对环境
做功20kJ，求该过程中系统的热力学能变化。 解：由热力学第一定律
U = Q + W = 40－20 = 20kJ
二、化学反应中的热力学能变化和焓变
对化学反应，反应物是始态，生成物是终态。反应 发生后，热力学能的变化以热和功的形式表现出来。 反应热：系统发生化学变化后，生成物的温度回到 反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量。 1. 恒容反应热Qv与热力学能变化U 恒容过程 V = 0 在不作非体积功时： 体积功 W = －pV = 0 由热力学第一定律 U = Q + W U = Qv
说明：rHm,298为反应的标准摩尔焓变，下标m 表示反应进度的变化为1 mol； 即指标准态。 热力学中标准态的规定：
气体的标准态：是指该组分气体的分压为p(100 kPa)下的状态； 纯固、液体：标准压力下其纯物质；
稀溶液：标准压力下，浓度为1 mol·dm-3的理想 溶液。
书写时应注意：
1）由于反应热效应与温度、压力有关，故必 须注明。当T = 298 K，p = p = 100 kPa时可略。 2）反应热效应与物质的聚集状态有关，故应 注明；
3）反应热效应与化学方程式相对应，故应写 明化学反应方程式。
H = Qp = －484kJmol-1 U =H－pV = H－nRT
= －484－[2－(2+1)]8.314×10-3×373
= －481 kJmol-1
四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
反应热可以由实验测量，但有些反应的反应热很难 准确测量，只能间接计算得到。
1. 热化学方程式和物质的标准态 热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) rHm,298= －241.8 kJ·mol-1 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) rHm,298= －286 kJ·mol-1 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) rHm,298= －483.6 kJ·mol-1
一、热力学能（U）的变化
热力学能又称内能，是系统内部所有各种运动能量的 总和。热力学能的绝对值无法测定，但系统状态变化时 热力学能的变化（△U）却可以确定。 1. 状态函数 系统的状态由它的一系列物理量来确定，当这些物理 量确定时，系统的状态确定。确定系统状态的物理量称 为状态函数。热力学能是系统的状态函数。
2. 恒压反应热Qp与焓变H 化学反应在恒压且只做体积功的条件下进行， 该过程的反应热即恒压反应热。
由热力学第一定律
U = Q + W = Qp +（－pV） Qp = (U2+p2V2)－(U1+p1V1) 令：H = U + pV 该热力学函数称为“焓” 则：Qp= H2－H1= H H称为焓变
1）于U、p、V都是状态函数，则H也为状态函 数， H仅与始态及终态有关而与变化的途径无 关；
2）因U的绝对值无法确定，故H的绝对值也无 法确定；
3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变， 因大多数化学反应是在等压条件下进行的（如 在敞口容器中进行的反应），故通常就用H表 示反应的热效应。
H 0表示放热反应；H 0表示吸热反应。
规定：体系对环境做功，体系失去能量，W 0
环境对体系做功，体系得到能量，W 0
功可分为体积功和非体积功。 体积功：在反抗外力下，因体系体积变化而与环境交 换的功； 非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功等。 在化学反应中，主要涉及体积功。体积功的计算： 如有一带活塞的气缸，其截面积为S，内有一定量的 气体，设其在恒定外压下膨胀做功，活塞移动的距离为 l，则体积功为： W = －F l = － p外S l = － p外(V2－V1)= －p外 V 注：因此时体系对环境做功，故为负。
式中n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应 物物质的量的总和。
例：在373K和101.3kPa下，2.0mol的H2和 1.0mol的O2反应，生成2.0mol的水蒸气，总共放 出484kJ的热量。求该反应的H 和U。
解： 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) 反应是在等压条件下进行的
2. 热和功
热：体系和环境之间因温度的不同而被传递的能量， 称为热，用Q表示。
规定：体系吸热，即体系得到能量：Q 0
体系放热，即体系失去能量：Q 0
功：体系与环境之间除了热以外其它所有被传递的能 量，称为功，用W表示。
第四章 化学反应与能源
§4.1 热化学与能量转化 §4.2 化学反应的方向与限度 §4.3 化学平衡和反应速率 §4.4 氧化还原反应和能源的开发利用
§4.1 热化学与能量转化
一、热力学能（U）的变化 二、化学反应中的热力学能变化和焓变 三、等容过程的热量Qv测定 四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
热和功是否为状态函数？由热和功的定义可 知，热和功是系统变化过程中发生的，所以热和 功不是状态函数。热和功的大小与变化的途径有 关。
3. 热力学第一定律 即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形 式，它们之间可以相互转化，在转化过程中总 能量保持不变。
热力学第一定律的表达式：
如有一体系由状态(1)(2)，相应热力学能由U1U2， 在此过程中体系吸收的热量为Q，环境对体系所做的 功为W。
3. 热力学能变化U和焓变H的关系
U = Q +wenku.baidu.comW 恒压且只做体积功的条件下
U = Qp + W = H－pV 1）当反应物和生成物都为固体或液体时，即无气体 参加的反应，V很小，则此时H U。
2）对于有气体参加的反应，体系体积的变化取决于 气体体积的变化。
则pV = p(V2－V1) = (n2－n1)RT = (n)RT
则：U2 = U1 + Q + W 即：U = Q + W 例4.1 某过程中，系统从环境吸收40kJ的热，对环境
做功20kJ，求该过程中系统的热力学能变化。 解：由热力学第一定律
U = Q + W = 40－20 = 20kJ
二、化学反应中的热力学能变化和焓变
对化学反应，反应物是始态，生成物是终态。反应 发生后，热力学能的变化以热和功的形式表现出来。 反应热：系统发生化学变化后，生成物的温度回到 反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量。 1. 恒容反应热Qv与热力学能变化U 恒容过程 V = 0 在不作非体积功时： 体积功 W = －pV = 0 由热力学第一定律 U = Q + W U = Qv
说明：rHm,298为反应的标准摩尔焓变，下标m 表示反应进度的变化为1 mol； 即指标准态。 热力学中标准态的规定：
气体的标准态：是指该组分气体的分压为p(100 kPa)下的状态； 纯固、液体：标准压力下其纯物质；
稀溶液：标准压力下，浓度为1 mol·dm-3的理想 溶液。
书写时应注意：
1）由于反应热效应与温度、压力有关，故必 须注明。当T = 298 K，p = p = 100 kPa时可略。 2）反应热效应与物质的聚集状态有关，故应 注明；
3）反应热效应与化学方程式相对应，故应写 明化学反应方程式。
H = Qp = －484kJmol-1 U =H－pV = H－nRT
= －484－[2－(2+1)]8.314×10-3×373
= －481 kJmol-1
四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
反应热可以由实验测量，但有些反应的反应热很难 准确测量，只能间接计算得到。
1. 热化学方程式和物质的标准态 热化学方程式是表示化学反应与热效应关系的方程式。 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) rHm,298= －241.8 kJ·mol-1 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) rHm,298= －286 kJ·mol-1 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) rHm,298= －483.6 kJ·mol-1
一、热力学能（U）的变化
热力学能又称内能，是系统内部所有各种运动能量的 总和。热力学能的绝对值无法测定，但系统状态变化时 热力学能的变化（△U）却可以确定。 1. 状态函数 系统的状态由它的一系列物理量来确定，当这些物理 量确定时，系统的状态确定。确定系统状态的物理量称 为状态函数。热力学能是系统的状态函数。
2. 恒压反应热Qp与焓变H 化学反应在恒压且只做体积功的条件下进行， 该过程的反应热即恒压反应热。
由热力学第一定律
U = Q + W = Qp +（－pV） Qp = (U2+p2V2)－(U1+p1V1) 令：H = U + pV 该热力学函数称为“焓” 则：Qp= H2－H1= H H称为焓变
1）于U、p、V都是状态函数，则H也为状态函 数， H仅与始态及终态有关而与变化的途径无 关；
2）因U的绝对值无法确定，故H的绝对值也无 法确定；
3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变， 因大多数化学反应是在等压条件下进行的（如 在敞口容器中进行的反应），故通常就用H表 示反应的热效应。
H 0表示放热反应；H 0表示吸热反应。
规定：体系对环境做功，体系失去能量，W 0
环境对体系做功，体系得到能量，W 0
功可分为体积功和非体积功。 体积功：在反抗外力下，因体系体积变化而与环境交 换的功； 非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功等。 在化学反应中，主要涉及体积功。体积功的计算： 如有一带活塞的气缸，其截面积为S，内有一定量的 气体，设其在恒定外压下膨胀做功，活塞移动的距离为 l，则体积功为： W = －F l = － p外S l = － p外(V2－V1)= －p外 V 注：因此时体系对环境做功，故为负。
式中n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应 物物质的量的总和。
例：在373K和101.3kPa下，2.0mol的H2和 1.0mol的O2反应，生成2.0mol的水蒸气，总共放 出484kJ的热量。求该反应的H 和U。
解： 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) 反应是在等压条件下进行的