1 / 47

教学要点：

第二章 化学反应的能量和方向. 教学要点：. 1. 了解 U 、 H 、 S 、 G 四个热力学函数的意义及相互关系。. 2. 理解系统、环境、状态、状态函数、定容热、定压热 等概念。. 3. 理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关的计算。. 4. 掌握 有关 热力学函数的计算，根据热力学函数进行反 应自发性的判断。. 5. 掌握吉布斯一亥姆霍兹方程及其应用。. 化学热力学：. 应用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律。 主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量的转化 ② 化学反应的方向性

ethan
Télécharger la présentation

教学要点：

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 第二章 化学反应的能量和方向 教学要点： 1.了解 U、H、S、G 四个热力学函数的意义及相互关系。 2.理解系统、环境、状态、状态函数、定容热、定压热 等概念。 3.理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关的计算。 4. 掌握有关热力学函数的计算，根据热力学函数进行反 应自发性的判断。 5.掌握吉布斯一亥姆霍兹方程及其应用。

  2. 化学热力学： 应用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律。 主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量的转化 ② 化学反应的方向性 ③ 反应进行的程度

  3. §2-1 热力学基础知识 一、系统与环境 系统:被人为地划分出来作为研究对象的那部分物质或空 间称为系统(或体系)。 环境:系统之外但又与系统有关系的部分叫做环境。 按照系统和环境之间的物质及能量的交换关系，可以将系统分为三类： （1） 敞开系统 既有能量交换，又有物质交换； （2） 封闭系统 有能量交换，无物质交换； （ 3）孤立系统 既无物质交换，又无能量交换。

  4. 二、状态和状态函数 状态 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的 体系的一种存在形式，称为体系的状态。 状态函数 确定体系状态的物理量，称为状态函数。 例如某理想气体体系 n = 2 mol， p = 1.013  10 5 Pa， V = 44.8 dm 3，T = 273 K 这就是一种状态。是由 n、p、V、T所确定下来的体系的一种存在形式 。 因而 n、p、V、T都是体系的状态函数。

  5. 状态与状态函数的关系： 状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。 状态函数的特性: 状态函数的改变量只取决于体系的始态与终态,而与变化途径无关。 例如，温度的改变量用  T 表示，则  T = T终 －T始

  6. 三、过程和途径 过程 体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程。 若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的变化为 “恒温过程”；同样理解 “恒压过程”，“恒容过程”。若体系变化时与环境之间无热量交换，则称之为“绝热过程 ”。 途径 状态变化所经历的具体步骤称为途径。

  7. 四、热和功 热（Q） 体系与环境之间由于存在温差而传递的能量. 热不是状态函数 体系吸热: Q >0 体系放热: Q <0 功( W ) 体系与环境之间除热之外以其它 形式传递的能量. 功不是状态函数. 体系对环境做功，W<0 环境对体系做功，W>0 体积功： 非体积功:体积功以外的所有其它形式的功

  8. 六、过程的热 1. 定容热 对于只作体积功的定容过程, V = 0 ， 故 W = - p V = 0 则有 U = Qv + W = Qv 即 U = Qv 可见，对于只作体积功的定容过程, 定容热等于系统内能的改变。 当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。

  9. 2. 定压热 对于只作体积功的定压过程,  p = 0， 则有 U = Qp + W = Qp－ p V = Qp－  ( pV ) 所以 Qp = U +  ( pV ) Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 ) = ( U2 + p2V2 ) － ( U1 + p1V1 ) 则 Qp =  ( U + pV ) U，p，V 都是状态函数，所以 U + pV 也是一个状态函数。

  10. 令 H = U + pV ， 即 Qp = rH H 称热焓，或焓，是一个新的状态函数。 Qp = H 说明，对于只作体积功的定压过程, 定压热等于体系的焓变。即体系的热效应 Qp全部用来改变体系的焓。 H > 0 时，Qp > 0 ， 是吸热反应 ； H < 0 时，Qp < 0 ， 是放热反应 。

  11. §2-2 化学反应过程中的热效应 一、化学反应热效应的概念 当系统发生化学反应后,若使产物的温度回到反应物的起始温度,且系统不作非体积功,此时系统吸收或放出的热量称为化学反应的热效应,简称反应热。 说明： 化学反应热要反映出与反应物和生成物的化学键相联系的能量变化，一定要定义反应物和生成物的温度相同，以消除因反应物和生成物温度不同而产生的热效应。

  12. 二、反应进度和反应的摩尔焓变 煤炭燃烧中的重要反应 C + O2 = CO2 该反应是个放热反应，放热多少显然和反应掉多少煤炭有关。 消耗掉 1 mol 和2 mol 碳时，放热多少并不一样。但方程式给出的只是 C，O2和 CO2 的比例关系，并不能说明某时刻这一反应实际进行多少。因而，不能知道放热多少。 要规定一个物理量，表明反应进行多少，以便计算反应热。

  13. 设有化学反应 A A + B B ———— C C 其中  为化学计量系数 t0n0A n0B n0C t nA nB nC 定义 t 时刻的反应进度为  ( / ksai / 克赛 )

  14. 对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如 N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 ( 1 ) N2 + H2 ——— NH3 ( 2 ) 同样  = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。

  15. 对于同一化学反应方程式，如 ( 1 ) N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2， 消耗掉 30 mol 的 H2，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有 对某反应 A A + B B ——— C C ，若  = 1 mol 时的热效应为 Qa，则  = 2 mol 时的热效应为 2 Qa。

  16. 某定压反应，当反应进度为  mol 时，定压热为 rH ，则 这里的 rHm 被定义为摩尔反应热，或反应的摩尔焓变。 rH 单位是 J，反应进度  单位是 mol ，故 rHm 单位是 J · mol －1。 例如： H2 (g) + 1/2 O2 (g) —— H2O (l) rHm = － 285.8 kJ·mol－1 2 H2 (g) + O2 (g) —— 2 H2O (l) rHm = － 571.6 kJ·mol－1

  17. 三、反应的标准摩尔焓变 为了使各种反应的△rH值具有可比性，确定一个基准是非常必要的，为此我们引入了标准态的概念。 在温度为T和标准压力PΘ（100kPa)下物质的状态称为物质的标准态。用右上标“Θ”表示。 那么，标准状态下反应的摩尔焓变叫反应的标准摩尔焓变。 用符号 r H m,T表示。 标准状态的规定: 气体物质:在标准压力PΘ(PΘ = 100kPa)下表现出理想气体性质的纯气体状态。 液体、固体物质:在标准压力PΘ(PΘ = 100kPa)下的纯液体和纯固体状态。 稀溶液中的溶质:在标准压力PΘ(PΘ = 100kPa)下浓度为1mol/L的状态。

  18. 四、热化学方程式 表示化学反应和反应的摩尔焓变关系的式子叫热化学方程式。 例如 C (石墨) + O2 (g) —— CO2 (g) rHm = － 393.5 kJ·mol－1 C (金刚石) + O2 (g) —— CO2 (g) rHm = － 395.4 kJ·mol－1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) —— H2O (g) rHm = － 241.8 kJ·mol－1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) —— H2O (l) rHm = － 285.8 kJ·mol－1 2 H2 (g) + O2 (g) —— 2 H2O (l) rHm = － 571.6 kJ·mol－1 那么，书写热化学方程式要注意哪几点呢？

  19. 书写热化学方程式时应注意的问题: 1.写出反应的计量方程式。 2.注明各物质的聚集状态(g、l、s、aq、晶型)。 3.注明温度。若不注明，则表示为 298 K 。 4.注明反应的摩尔焓变。 5. 化学计量数可以是整数，也可以是分数。

  20. §2-3 热化学定律 一、盖斯定律 在定压或定容的条件下,化学反应的热效应只取决于反应体系的始态与终态, 而与变化途径无关。 即: 在定压或定容的条件下, 化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其热效应是相同的。 俄国化学家 Hess G H

  21. 盖斯定律 始态 终态 中间态

  22. 应用：计算难以测量的某些反应的反应热。 已知298.15K下,反应 求 C(石墨，S) + 1/2O2(g) = CO(g) 的△rHΘm（3） 解：设计两条途径： 途径1 途径2 根据Hess定律，可知： ∴ △rHΘm,3 = △rHΘm,1 - △rHΘm,2= -393.51-(-282.98)= -110.53 kJ·mol-1

  23. 运用盖斯定律时应注意的问题: 1. 反应式相加减, △rHm也要相应相加减。 2. 反应式乘了系数, △rHm也要乘上相同的系数。 3. 整个反应方向调换, △rHm要变符号。 4.合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓 度、压力等)

  24. 二、标准摩尔生成焓 在标准状态下,由最稳定的单质生成1mol纯化合物时的标准摩尔焓变,叫该化合物的标准摩尔生成焓。并规定最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。 用符号  f Hm 表示。单位为 kJ · mol －1。

  25. 标准摩尔生成焓的应用 看如下关系 反应物 生成物 II I III 单 质 rHm ( I ) =   i  f Hm (反) rHm (III) =   i  f Hm (生) rHm ( II )

  26. rHm ( II ) 反应物 生成物 II I III rHm ( I ) rHm (III) 单 质 根据 Hess 定律 rHm ( I ) + rHm ( II ) = rHm (III) 所以 rHm ( II ) = rHm (III) － rHm ( I ) 即 rHm =   i  f Hm ( 生 ) －   i  f Hm ( 反 ) 查出物质的  f Hm 即可求出反应的焓变 rHm，即反应的热效应。

  27. 例如 对一般反应 aA+bB→yY+zZ

  28. 三、标准摩尔燃烧焓 在标准状态下, 1mol纯物质完全燃烧时的化学反应热,叫该物质的标准摩尔燃烧焓。 用符号 cHm 表示 ，单位为 kJ · mol － 1。 对于物质“完全燃烧”产物的规定： C ---- CO2 ( g ) ； H ---- H2O ( l ) ； S ---- SO2 ( g ) ； N ---- NO2 ( g ) ； Cl ---- HCl ( aq ) 。

  29. 标准摩尔燃烧焓的应用： rHm ( II ) 反应物 生成物 II rHm ( I ) =   i cHm (反) rHm (III) =   i cHm (生) I III 燃烧产物 可知 rHm ( I ) = rHm (II) + rHm (III) 所以 rHm (II) = rHm ( I ) － rHm (III) 即 rHm =   i cHm (反) －   i cHm (生) 查出物质的  c Hm 即可求出反应的焓变 rHm，即反应的热效应。

  30. 例如 对一般反应 aA+bB→yY+zZ

  31. §2-4 化学反应的方向 一、自发过程 在一定条件下，不需外力作非体积功就能自动进行的过程称为自发过程。 自发过程的特点: 1. 自发过程都有方向性。 2. 自发过程都可用来对外作功。 3. 自发过程都有一定的限度。

  32. 一个过程或一个反应能否自发进行，用什么来判断？一个过程或一个反应能否自发进行，用什么来判断？ 19世纪70年代，贝赛洛经验规则：在没有外界的参与下，化学反应总朝着放热更多的方向进行。 但有些反应却表现相反。 例如：1）25 0C，100KPa H2O（S）=H2O（L） △rHmØ =6.01KJ·mol-1 2）621K以上，NH4Cl（S）=NH3（g）+HCl（g） △rHmØ =176.91KJ·mol-1 可见，焓变（△H）不能作为反应方向的判据。

  33. 二、熵的概念 1.混乱度与熵 混乱度:系统内部质点运动的混乱程度叫混乱度。 熵:熵是系统内部质点运动的混乱度的量度。 影响熵的因素: (1)聚集状态:对于同一物质,Sg > SL > Ss。 (2)温度: 对于同一物质,温度越高,熵值越大。 (3)压力: 对于同一物质,压力越大,熵值越小。 (4)分子体积:对于同类物质, 分子体积(摩尔质量)越大, 熵值越大。 (5)化学反应:由较少分子变为较多分子的反应熵值增加,由固体变为液体或气体的反应熵值增加。

  34. 2.标准摩尔熵 在标准状态下,1mol纯物质的熵值叫该物质的标准摩尔熵。表示为SmØ ,单位:J/moL K。 3.化学反应的标准摩尔熵变 • 一般地，对于反应：m A + n B  x C + y D • rSm＝ S,(生成物) - S,(反应物) • ＝ [xS,C + yS,D] – [mS,A + nS,B]

  35. 4.熵判据 孤立系统中,自发过程总是向着熵增加的方向进行。(热力学第二定律的表述形式之一) 即： △rSm > 0， 反应自发进行； △rSm < 0， 逆反应自发进行； △rSm = 0， 反应处于平衡状态。

  36. 三、吉布斯自由能 1. 吉布斯自由能的定义 1876年美国科学家Gibbs对当时世界各国关于热力学研究方面的成果进行了总结，提出了自由能（G）的概念，并定义： G = H – T S

  37. 关于自由能的概念，应把握几点: (1) 吉布斯自由能是一个状态函数。 (2) 吉布斯自由能的绝对值无法测定。 (3) 吉布斯自由能可理解为系统能做最大有用功的本 领(在等温定压的可逆过程中, 吉布斯自由能的减少值等于系统所做的最大有用功。）

  38. 2.标准摩尔生成吉布斯自由能 在标准状态下,由最稳定的单质生成1mol纯化合物时的标准摩尔吉布斯自由能变,叫该化合物的标准摩尔生成吉布斯自由能。并规定最稳定单质的标准摩尔生成吉布斯自由能为零。 用符号  f Gm 表示。单位为 kJ · mol －1。

  39. 3.化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变 • 一般地，对于反应：m A + n B  x C + y D • rGm＝   f Gm (生成物) -   f Gm (反应物) • ＝ [x f Gm ,C + y f Gm ,D] – [m f Gm ,A + n f • Gm ,B]

  40. 4.吉布斯自由能判据 在等温定压且系统只作体积功的条件下,自发过程总是向着吉布斯自由能减小的方向进行。(热力学第二定律的表述形式之二) 即： △rGm < 0， 反应正向自发进行； △rGm > 0， 反应逆向自发进行； △rGm = 0， 反应处于平衡状态。

  41. 若反应在标准状态下进行，则： △rG m < 0， 标准状态下反应正向自发； △rG m > 0 ，标准状态下反应逆向自发； △rG m = 0， 标准状态下反应处于平衡状态。

  42. 四、吉布斯—亥姆霍兹方程 G = H  TS G = H  TS 应用于化学反应，则有 △rGm=△rHm－T△rSm △rGmØ=△rHmØ－T△rSmØ（标态下的反应）

  43. △rHm △rSm △rGm=△rHm－T△rSm 反应的自发性 低温 高温 1 － ＋ － － 任何温度下正向反应均为自发 2 － － － ＋ 低温时正向反应自发，高温时正向反应非自发 3 ＋ － ＋ ＋ 任何温度下正向反应均为非自发 4 ＋ ＋ ＋ － 低温时正向反应非自发，高温时正向反应自发 吉布斯-亥姆霍兹方程的应用 ： (1)由反应的焓变、熵变及温度来判断反应的方向。 定压下反应自发性的几种类型

  44. fGm(298) rGm(298) rHm(T)  (生) － (反) fHm(298) rHm(298)  rSm(T) Sm(298) rSm(298) (生) － (反) (2)求某反应在任一温度下的标准摩尔吉布斯自由能变。 (生) － (反) 查 表 rGm(298) = rHm(298)－298rSm(298) rGm(T) = rHm(298) － T rSm(298)

  45. (3)求某反应在标准状态下自发进行的最低温度。(3)求某反应在标准状态下自发进行的最低温度。 例 讨论温度对下列反应的方向性影响 解： CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) fHm/kJ·mol-1 -1206.9 -635.1 -393.5 Sm/J·mol-1K-1 92.9 39.7 213.6 fGm/kJ·mol-1 -1128.8 -604.2 -394.4 298K时： rGm＝ －394.4 - 604.2 + 1128.8 = 130.2 kJ·mol-1  298K时非自发 rHm= 178.3 kJ·mol-1, rSm= 164.4 J·mol-1K-1 该反应在高温下自发，反应的温度为： rGm＝ rHm- T  rSm 0 T  rHm/rSm = 178.3  103/164.4 = 1111 K

  46. 作业：P54-56 4、 5、 6、 14、 16、 21、 22、 24 .

More Related