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1、学习要求： 1初步了解内能、焓等状态函数的物理意义； 2了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念；会写热化学方程式； 3会进行有关反应热的一般计算（用盖斯定律、标准摩尔生成焓计算）；,第2章 化学反应中的能量关系,2.1.1 体系和环境,2.1 热力学术语和基本概念,一、 体系： 人为划分出来的研究对象 1 敞开体系； 2 封闭体系； 3 孤立体系。 二、环境：在体系周围和体系密切相关的就是环境,2.1.2 过程和途径 （process and rood）,一、体系的状态发生变化，从始态到终态，我们说体系经历了一个热力学过程，简称过程： 典型过程: l 等温过程T = 0 （T
2、始 = T终 ） l 等压过程 P = 0 （压力恒定） l 等容过程 V = 0 （体积恒定） l 绝热过程 Q = 0 l 可逆过程 指某一过程，该过程发生后，又能恢复原状而对环境无任何影响。 二、 完成一个过程所经历的具体步骤称为途径。一个过程可由许多途径来实现，但无论经历哪种途径，状态函数的改变量是相同的。,一、状态： 表征体系性质的物理量所确定的体系存在形式。 由 p、V、T、n 等物理量所确定下来的体系 存在的形式称为体系的状态 二、 状态函数： 确定体系状态的物理量称为状态函数 三、 状态函数的特点：状态函数只与体系的始态 和终态有关，而与变化的过程无关 p、V、T、n,2.1.
3、3 状态及状态函数,2.1.4 热和功,1. 热： 体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热； 表示为Q。 规定：体系从环境吸热时， Q为正值； 体系向环境放热时，Q为负值。 2. 功： 除了热之外，其它被传递的能量叫做功;表示为W。 规定：环境对体系做功时，W为正值； 体系对环境做功时，W为 负值。,2.1.5 内能,一 、 热力学能(内能) 1.热力学能：体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能(U)。 包括分子运动的动能，分子间的位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量。,U： 绝对值无法确定； 体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化
4、值。,2.1.6 能量守恒定律 文字叙述：自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，它可以从一种形式转化为另一种形式，从一个物质传递给另一个物体，而在转化和传递的过程中能量的总数量保持不变，也叫它能量守恒定律。 数学表达式 U = Q + W 内能（U）：，指体系内一切能量的总和（包括体系内各种物质的分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的能量以及核能等等）， U指内能的改变量。,定义：化学反应在一定条件下（等温等压或等温等容）进行时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称热效应或反应热。研究化学反应中热量与其它能量变化的定量关系的学科叫做热化学。 2.2.1 恒容反应热QV 即在
5、恒容过程中进行的反应的反应热。 因为恒容， V=0 ，W=0， U = QV +W = QV 恒容过程中，体系所吸收的热量全部用于增加体系的内能，体系放出的热量全部来自于体系内能的减少。,2.2 化学反应中的能量变化,2.2.2 恒压反应热QP与焓,若体系的压力在变化过程中始终保持不变，即P1 = P2 = P环 、P = 0 。如敞开体系，反应只做膨胀功，则 U =QP+W QP= U-W=U2U1P（V2V1） =U2P2V2（U1P1V1） U、P、V为状态函数，则其组合UPV必是状态函数，我们给这个新状态函数叫做焓，用H表示 ， 定义： H = UPV 则式化简为 QP= H2H1 =
6、 H 在等压过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓， 体系放出的热量全部来自于体系焓的减少。,通常所指的反应热，若没特别说明，都指恒压反应热QP，均用H来表示。即以后均用H来代表QP， 等压下，H与U间关系式为： H = UPV 当反应物与产物都处于固态or液态时，V很小，可忽略，H =U 当有气体参与反应（有气体生成或有气体参加反应）时，PV = ngRT H =U ngRT ， ng = B 作为反应，可将产物看作终态，反应物当作始态，则反应的焓变：H=H产物H反应物 当H反应物 0，反应吸热，称为吸热反应。 当H反应物 H产物 ， QP = H 0，反应放热，称为放热反应。, 温度对
7、化学反应的焓变有影响，但影响较小，近似计算时常忽略不计 我们研究的化学反应一般都在常压（P0）下进行，为研究方便，化学上规定了物质的标准态：指标准压力P0为105下的纯物质的状态。 反应中各物质处于标准态时的焓变，称为 标准焓变，用rHT 0或HT 0表示。“0”表标准 态，“T”表温度（标准态未时对温度作定）。如T = 298k即反应在298k（250c）时的标准焓变，就记为rH0298或简记为rH0 。,2.2.3 热化学反应方程式,表示化学反应与热效应关系的式子叫做化学方程式。书写时，应注意以下几点： 1、注明反应的温度和压力，若T = 298k、压力为 P0 ，可不注明。 2、注明物态
8、 or 浓度， 气态以“g”、液态以“l”、固态以“s”、水溶液以“aq”表示，若物质有几种晶型，应明确注明是哪种。 3、注明各物质的量。 4、配平方程式，因为H与物质的量有关。 5、正反应热效应数值相等，符号相反,定义：一种物质的标准生成热是在1.01105Pa和指定温度下，由最稳定的单质生成一摩尔该物质的等压热效应。并规定在标准状态下最稳定单质的生成热为零，常用的是298K的数据。 用符号fHm表示。如： H2(g,101.3kPa)+0.5O2(g,101.3kPa)=H2O(l) rH298=-285.8kJmol-1 那么H2O(l)的生成热(fH)就是-285.8kJmol-1,2
9、.2.4 生成焓,. 化学热力学的应用,H2(g)+0.5O2(g)=H2O(l) rH=-285.8kJmol-1 若分步: H2(g)=2H(g) rH1=+431.8kJmol-1 0.5O2(g)=O(g) rH2=+244.3kJmol-1 2H(g)+O(g)=H2O(g) rH3=-917.9kJmol-1 H2O(g)=H2O(l) rH4=-44.0kJmol-1 总: H2(g)+0.5O2(g)=H2O(l) rH总=-285.8kJmol-1,一、盖斯定律 1840年盖斯在总结了大量实验结果的基础上，提出一条规律：在恒压或恒容条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完
10、成，其热效应总是相同的。如：,二、化学热力学的应用 .利用盖斯定律，能方便地计算一些难以直接测 量或根本无法测量的反应热。 例:C在不充足的O2中燃烧，同时有两个反应发生： （1） C（石墨） 1/2O2（g） = C O(g) （2） C（石墨） O2（g） = C O2(g) 氧气充足，只得CO2（g） ，已测得： C（石墨）O2（g） =CO2（g） H3= -393KJmol-1 CO（g）1/2O2（g） = CO2（g） H2= -283KJmol-1 求反应（1）的H1 。,解：三个反应的关系用图表表示如下： CO（g）1/2O2（g） H1 H2 C（石墨）O2（g） H3 C
11、O2（g） 据盖斯定律：H3 =H1 +H2 C（石墨）O2（g）= CO2（g ） H3=393KJ.mol-1 CO（石墨）1/2O2（g）= CO2（g ） H2=283KJ.mol-1 ） C（石墨）1/2O2（g）= CO（g ） H1=110KJ.mol-1,例 2A+B=2C H1=a，则C=1/2B+A H2=？ 2.由标准摩尔生成焓计算,rHm0 = ifH0m. i（产物） ifH0m. i（反应物） = BfH0m.B 反应 aAbB = eEdD .则在p0下和298k时， rH0m = df H(D)ef H(E) af H(A)bf H(B) 例:计算反应CH4（g）2O2（g） = CO2（g）2H2O（l）的 rH0m 解：rH0m=f H0m（CO2）（g）2f H0m（H2O）（g） f H0m（CH4）（g）2f H0m（O2）（g） =890.45 KJmol-1 0 ，说明反应放热。,