物化课件01章热力学一定律及其应用2009ppt课件.ppt

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1、热力学第一定律,第一章 热力学第一定律,1.1 热力学概论,1.2 热力学第一定律,1.7 热化学,1.3 体积功、可逆过程与最大攻,1.4 焓与热容,1.5 热力学第一定律对理想气体的应用,1.6 实际气体,1.8 几种反应焓变,1.9 反应焓变与温度的关系基尔霍夫定律,1.1 热力学概论,系统与环境 体系的分类 体系的性质 热力学平衡态 状态函数 状态方程 热和功 过程与途径,几个基本概念：,热力学的研究对象,研究热、功和其他形式能量之间的相互转换及 其转换过程中所遵循的规律；,研究各种物理变化和化学变化过程中所发生的能量效应；,研究化学变化的方向和限度。,热力学的方法和局限性,热力学方法

2、,研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性质，所得结论具有统计意义。,只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理。,能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但不考虑变化所需要的时间。,局限性,不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性。,系统与环境,系统（System）,在科学研究时必须先确定研究对象，把一部分物质与其余分开，这种分离可以是实际的，也可以是想象的。这种被划定的研究对象称为体系，亦称为物系或系统。,环境（surroundings）,与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。,系统分类,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,（1）敞开系统（

3、open system） 系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。,系统分类,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,（2）封闭系统（closed system） 体系与环境之间无物质交换，但有能量交换。,体系分类,根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：,（3）孤立系统（isolated system） 系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故又称为隔离系统。有时把封闭系统和系统影响所及的环境一起作为孤立系统来考虑。,系统分类,系统的性质,用宏观可测性质来描述系统的热力学状态，故这些性质又称为热力学变量。可分为两类：,广度性质（extensive properties） 又称为容

4、量性质，它的数值与体系的物质的量成正比，如体积、质量、熵等。这种性质有加和性，在数学上是一次齐函数。,强度性质（intensive properties） 它的数值取决于系统自身的特点，与系统的数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。它在数学上是零次齐函数。指定了物质的量的容量性质即成为强度性质，如摩尔热容。,热力学平衡态,当体系的诸性质不随时间而改变，则体系就处于热力学平衡态，它包括下列几个平衡：,热平衡（thermal equilibrium） 体系各部分温度相等。,力学平衡（mechanical equilibrium） 体系各部的压力都相等，边界不再移动。如有刚壁存在，虽双方压力不等，

5、但也能保持力学平衡。,热力学平衡态,相平衡（phase equilibrium） 多相共存时，各相的组成和数量不随时间而改变。,化学平衡（chemical equilibrium ） 反应体系中各物的数量不再随时间而改变。,当体系的诸性质不随时间而改变，则体系就处于热力学平衡态，它包括下列几个平衡：,状态函数,系统的一些性质，其数值仅取决于系统所处的状态，而与系统的历史无关；它的变化值仅取决于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。具有这种特性的物理量称为状态函数（state function）。,状态函数的特性可描述为：异途同归，值变相等；周而复始，数值还原。,状态函数在数学上具有全微分的性质

6、。,状态方程,系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程（state equation ）。,对于一定量的单组分均匀系统，状态函数T,p,V 之间有一定量的联系。经验证明，只有两个是独立的，它们的函数关系可表示为：,T=f（p,V） p=f（T,V） V=f（p,T）,例如，理想气体的状态方程可表示为： pV=nRT,热和功,功（work）,Q和W都不是状态函数，其数值与变化途径有关。,系统吸热，Q0；,系统放热，Q0 。,热（heat）,系统与环境之间因温差而传递的能量称为 热，用符号Q 表示。 Q的取号：,系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，用符号W表示。,功可分为膨胀功和非膨胀

7、功两大类。W的取号：,环境对系统作功，W0；,系统对环境作功，W0 。,过程与途径,过程（process） 定义：系统发生状态变化的方式，如所经历的中间状态以及与环境的作用。 物质状态的变化：单纯P、V、T变化；相变化和化学变化。 途径（path） 系统变化的具体步骤；,思考题,“功、热与内能均是能量，所以它们的性质相同”这句话正确否？,1.2 热力学第一定律,热功当量,能量守恒定律,热力学能,第一定律的文字表述,第一定律的数学表达式,热功当量,焦耳（Joule）和迈耶(Mayer)自1840年起，历经20多年，用各种实验求证热和功的转换关系，得到的结果是一致的。 即： 1 cal = 4.1

8、840 J,这就是著名的热功当量，为能量守恒原理提供了科学的实验证明。,能量守恒定律,到1850年，科学界公认能量守恒定律是自然界的普遍规律之一。能量守恒与转化定律可表述为：,自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同形式，能够从一种形式转化为另一种形式，但在转化过程中，能量的总值不变。,热力学能,热力学能（thermodynamic energy）以前称为内能（internal energy）,它是指体系内部能量的总和，包括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。,热力学能是状态函数，用符号U表示，它的绝对值无法测定，只能求出它的变化值。,第一

9、定律的文字表述,热力学第一定律（The First Law of Thermodynamics）,是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有的特殊形式，说明热力学能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不变。,也可以表述为：第一类永动机是不可能制成的。第一定律是人类经验的总结。,第一定律的文字表述,第一类永动机（first kind of perpetual motion mechine),一种既不靠外界提供能量，本身也不减少能量，却可以不断对外作功的机器称为第一类永动机，它显然与能量守恒定律矛盾。,历史上曾一度热衷于制造这种机器，均以失败告终，也就证明了能量守恒定律的正确性。,第一定律的数学表达

10、式,U = Q + W,对微小变化： dU =Q +W,因为热力学能是状态函数，数学上具有全微分性质，微小变化可用dU表示；Q和W不是状态函数，微小变化用表示，以示区别。,也可用U = Q - W表示，两种表达式完全等效，只是W的取号不同。用该式表示的W的取号为：环境对体系作功， W0 。,1.3 准静态过程与可逆过程,功与过程,准静态过程,可逆过程,功与过程,设在定温下，一定量理想气体在活塞筒中克服外压 ,经4种不同途径，体积从V1膨胀到V2所作的功。,1.自由膨胀（free expansion）,2.等外压膨胀（pe保持不变）,因为,体系所作的功如阴影面积所示。,功与过程,功与过程,3.多

11、次等外压膨胀,(1)克服外压为 ，体积从 膨胀到 ；,(2)克服外压为 ，体积从 膨胀到 ；,(3)克服外压为 ，体积从 膨胀到 。,可见，外压差距越小，膨胀次数越多，做的功也越多。,所作的功等于3次作功的加和。,功与过程,功与过程,4.外压比内压小一个无穷小的值,外相当于一杯水，水不断蒸发，这样的膨胀过程是无限缓慢的，每一步都接近于平衡态。所作的功为：,这种过程近似地可看作可逆过程，所作的功最大。,功与过程,功与过程,1.一次等外压压缩,在外压为 下，一次从 压缩到 ，环境对体系所作的功（即体系得到的功）为：,压缩过程,将体积从 压缩到 ，有如下三种途径：,功与过程,功与过程,2.多次等外压

12、压缩,第一步：用 的压力将体系从 压缩到 ；,第二步：用 的压力将体系从 压缩到 ；,第三步：用 的压力将体系从 压缩到 。,整个过程所作的功为三步加和。,功与过程,功与过程,3.可逆压缩,如果将蒸发掉的水气慢慢在杯中凝聚，使压力缓慢增加，恢复到原状，所作的功为：,则体系和环境都能恢复到原状。,功与过程,功与过程,从以上的膨胀与压缩过程看出，功与变化的途径有关。虽然始终态相同，但途径不同，所作的功也大不相同。显然，可逆膨胀，体系对环境作最大功；可逆压缩，环境对体系作最小功。,功与过程小结：,准静态过程（guasistatic process）,在过程进行的每一瞬间，体系都接近于平衡状态，以致在

13、任意选取的短时间dt内，状态参量在整个系统的各部分都有确定的值，整个过程可以看成是由一系列极接近平衡的状态所构成，这种过程称为准静态过程。,准静态过程是一种理想过程，实际上是办不到的。上例无限缓慢地压缩和无限缓慢地膨胀过程可近似看作为准静态过程。,可逆过程（reversible process）,体系经过某一过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变化，则该过程称为热力学可逆过程。否则为不可逆过程。,上述准静态膨胀过程若没有因摩擦等因素造成能量的耗散，可看作是一种可逆过程。过程中的每一步都接近于平衡态，可以向相反的方向进行，从始态到终态，再从

14、终态回到始态，体系和环境都能恢复原状。,可逆过程（reversible process）,可逆过程的特点：,（1）状态变化时推动力与阻力相差无限小，体系与环境始终无限接近于平衡态；,（3）体系变化一个循环后，体系和环境均恢复原态，变化过程中无任何耗散效应；,（4）等温可逆过程中，体系对环境作最大功，环境对体系作最小功。,（2）过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个 方向到达；,常见的变化过程,（1）等温过程（isothermal process) 在变化过程中，体系的始态温度与终态温度 相同，并等于环境温度。,（2）等压过程（isobaric process) 在变化过程中，体系的始态压力与

15、终态压力 相同，并等于环境压力。,（3）等容过程（isochoric process) 在变化过程中，体系的容积始终保持不变。,常见的变化过程,（4）绝热过程（adiabatic process) 在变化过程中，体系与环境不发生热的传递。 对那些变化极快的过程，如爆炸，快速燃烧， 体系与环境来不及发生热交换，那个瞬间可 近似作为绝热过程处理。,（5）循环过程（cyclic process) 体系从始态出发，经过一系列变化后又回到 了始态的变化过程。在这个过程中，所有状 态函数的变量等于零。,1.4 焓 （enthalpy）,焓的定义式： H = U + pV,焓不是能量 虽然具有能量的单位，但

16、不遵守能量守恒定律。,焓是状态函数 定义式中焓由状态函数组成。,为什么要定义焓？ 为了使用方便，因为在等压、不作非膨胀功的条件下，焓变等于等压热效应 。 容易测定，从而可求其它热力学函数的变化值。,热 容 （heat capacity）,对于组成不变的均相封闭体系，不考虑非膨胀功，设体系吸热Q，温度从T1 升高到T2,则：,(温度变化很小),平均热容定义：,单位,热 容,比热容：,它的单位是 或 。,规定物质的数量为1 g（或1 kg）的热容。,规定物质的数量为1 mol的热容。,摩尔热容Cm：,单位为： 。,热 容,等压热容Cp：,等容热容Cv：,热容与温度的函数关系因物质、物态和温度区间的

17、不同而有不同的形式。例如，气体的等压摩尔热容与T 的关系有如下经验式：,热 容,热容与温度的关系：,或,式中a,b,c,c,. 是经验常数，由各种物质本身的特性决定，可从热力学数据表中查找。,1.5 热力学第一定律对理想气体的应用,盖吕萨克焦耳实验,理想气体的热力学能和焓,理想气体的Cp与Cv之差,绝热过程,Gay-Lussac-Joule实验,将两个容量相等的容器，放在水浴中，左球充满气体，右球为真空（如上图所示）。,水浴温度没有变化，即Q=0；由于体系的体积取两个球的总和，所以体系没有对外做功，W=0；根据热力学第一定律得该过程的 。,盖吕萨克1807年，焦耳在1843年分别做了如下实验：

18、,打开活塞，气体由左球冲入右球，达平衡（如下图所示）。,Gay-Lussac-Joule实验,理想气体的热力学能和焓,从盖吕萨克焦耳实验得到理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数，用数学表示为：,即：在恒温时，改变体积或压力，理想气体的热力学能和焓保持不变。还可以推广为理想气体的Cv,Cp也仅为温度的函数。,理想气体的Cp与Cv之差,气体的Cp恒大于Cv。对于理想气体：,因为等容过程中，升高温度，体系所吸的热全部用来增加热力学能；而等压过程中，所吸的热除增加热力学能外，还要多吸一点热量用来对外做膨胀功，所以气体的Cp恒大于Cv 。,一般封闭体系Cp与Cv之差,根据复合函数的偏微商公式（见下页）,

19、代入上式，得：,一般封闭体系Cp与Cv之差,对理想气体，,所以,一般封闭体系Cp与Cv之差,证明：,代入 表达式得：,设：,一般封闭体系Cp与Cv之差,重排，将 项分开，得：,对照 的两种表达式，得：,因为 也是 的函数，,绝热过程（addiabatic process),绝热过程的功,在绝热过程中，系统与环境间无热的交换，但可以有功的交换。根据热力学第一定律：,这时，若系统对外作功，热力学能下降，系统温度必然降低，反之，则系统温度升高。因此绝热压缩，使系统温度升高，而绝热膨胀，可获得低温。,绝热过程（addiabatic process),绝热过程方程式,理想气体在绝热可逆过程中， 三者遵循

20、的关系式称为绝热过程方程式，可表示为：,式中， 均为常数， 。,在推导这公式的过程中，引进了理想气体、绝热可逆过程和 是与温度无关的常数等限制条件。,绝热过程（addiabatic process),绝热可逆过程的膨胀功,理想气体等温可逆膨胀所作的功显然会大于绝热可逆膨胀所作的功，这在P-V-T三维图上看得更清楚。,在P-V-T三维图上，黄色的是等压面；兰色的是等温面；红色的是等容面。,系统从A点等温可逆膨胀到B点，AB线下的面积就是等温可逆膨胀所作的功。,绝热过程（addiabatic process),绝热可逆过程的膨胀功,如果同样从A点出发，作绝热可逆膨胀，使终态体积相同，则到达C点，A

21、C线下的面积就是绝热可逆膨胀所作的功。,显然，AC线下的面积小于AB线下的面积，C点的温度、压力也低于B点的温度、压力。,绝热过程（addiabatic process),绝热过程（addiabatic process),从两种可逆膨胀曲面在PV面上的投影图看出：,两种功的投影图,AB线斜率：,AC线斜率：,同样从A点出发，达到相同的终态体积，等温可逆过程所作的功（AB线下面积）大于绝热可逆过程所作的功（AC线下面积）。,因为绝热过程靠消耗热力学能作功，要达到相同终态体积，温度和压力必定比B点低。,绝热过程（addiabatic process),绝热过程（addiabatic process

22、),绝热功的求算,（1）理想气体绝热可逆过程的功,所以,因为,绝热过程（addiabatic process),（2）绝热状态变化过程的功,因为计算过程中未引入其它限制条件，所以该公式适用于定组成封闭体系的一般绝热过程，不一定是理想气体，也不一定是可逆过程。,14如图所示，QABC = a (J)、WABC = b (J)、 QCA = c (J) ，那么 WAC等于多少： (A) a - b + c ； (B) -(a + b + c) ； (C) a + b - c ； (D) a + b + c 。,22一定量的理想气体，经如图所示的循环过程， AB为等温过程，BC等压过程， CA为绝热

23、过程，那么曲边梯形ACca的面积表示的功等于： (A) BC的内能变化 ； (B) AB的内能变化 ； (C) CA的内能变化 ； (D) CB的内能变化 。,1.6 实际气体,Joule-Thomson效应,Joule在1843年所做的气体自由膨胀实验是不够精确的，1852年Joule和Thomson 设计了新的实验，称为节流过程。,在这个实验中，使人们对实际气体的U和H的性质有所了解，并且在获得低温和气体液化工业中有重要应用。,节流过程（throttling proces),在一个圆形绝热筒的中部有一个多孔塞和小孔，使气体不能很快通过，并维持塞两边的压差。,图2是终态，左边气体压缩，通过小

24、孔，向右边膨胀，气体的终态为 。,实验装置如图所示。图1是始态，左边有状态为 的气体。,节流过程（throttling proces),节流过程的U和H,开始，环境将一定量气体压缩时所作功（即以气体为体系得到的功）为：,节流过程是在绝热筒中进行的，Q=0 ，所以：,气体通过小孔膨胀，对环境作功为：,节流过程的U和H,在压缩和膨胀时系统净功的变化应该是两个功的代数和。,即,节流过程是个等焓过程。,移项,焦汤系数定义：,0 经节流膨胀后，气体温度降低。,称为焦-汤系数（Joule-Thomson coefficient),它表示经节流过程后，气体温度随压力的变化率。,是系统的强度性质。因为节流过程

25、的 ,所以当：,0 经节流膨胀后，气体温度升高。,=0 经节流膨胀后，气体温度不变。,转化温度（inversion temperature),当 时的温度称为转化温度，这时气体经焦-汤实验，温度不变。,在常温下，一般气体的 均为正值。例如，空气的 ，即压力下降 ，气体温度下降 。,但 和 等气体在常温下， ，经节流过程，温度反而升高。若降低温度，可使它们的 。,求J-T 的值,为了求 的值，必须作出等焓线，这要作若干个节流过程实验。,如此重复，得到若干个点，将点连结就是等焓线。,实验1，左方气体为 ，经节流过程后终态为 ，在T-p图上标出1、2两点。,实验2，左方气体仍为 ，调节多孔塞或小孔大

26、小，使终态的压力、温度为 ，这就是T-p图上的点3。,求J-T 的值,显然，在点3左侧，,在点3右侧，,在点3处， 。,在线上任意一点的切线 ，就是该温度压力下的 值。,求J-T 的值,转化曲线（inversion curve),在虚线以左， ，是致冷区，在这个区内，可以把气体液化；,虚线以右， ，是致热区，气体通过节流过程温度反而升高。,选择不同的起始状态 ，作若干条等焓线。,将各条等焓线的极大值相连，就得到一条虚线，将T-p图分成两个区域。,转化曲线（inversion curve),转化曲线（inversion curve),显然，工作物质（即筒内的气体）不同，转化曲线的T,p区间也不同

27、。,例如， 的转化曲线温度高，能液化的范围大；,而 和 则很难液化。,转化曲线（inversion curve),决定J-T 值的因素,对定量气体，,经过Joule-Thomson实验后， ，故：,值的正或负由两个括号项内的数值决定。,代入得：,实际气体 第一项大于零，因为 实际气体分子间有引力，在等温时，升 高压力，分子间距离缩小，分子间位能 下降，热力学能也就下降。,理想气体 第一项等于零，因为,决定J-T 值的因素,理想气体 第二项也等于零，因为等温时pV=常数，所以理想气体的 。,实际气体 第二项的符号由 决定，其数值可从pV-p等温线上求出，这种等温线由气体自身的性质决定。,决定J-

28、T 值的因素,实际气体的pV-p等温线,273 K时 和 的pV-p等温线，如图所示。,1. H2,要使 ，必须降低温度。,则第二项小于零，而且绝对值比第一项大，所以在273 K时， 的 。,实际气体的pV-p等温线,2. CH4,在（1）段， ，所以第二项大于零， ；,在（2）段， ，第二项小于零， 的符号决定于第一、二项的绝对值大小。,通常，只有在第一段压力较小时，才有可能将它液化。,将 称为内压力，即：,实际气体的焓与热力学能,内压力（internal pressure),实际气体的 不仅与温度有关，还与体积（或压力）有关。,因为实际气体分子之间有相互作用，在等温膨胀时，可以用反抗分子间

29、引力所消耗的能量来衡量热力学能的变化。,van der Waals 方程,如果实际气体的状态方程符合van der Waals 方程,则可表示为：,式中 是压力校正项，即称为内压力； 是体积校正项，是气体分子占有的体积。,van der Waals 方程,等温下，实际气体的 不等于零。,1.7 热化学,反应进度,等压、等容热效应,热化学方程式,压力的标准态,反应进度（extent of reaction ）,20世纪初比利时的Dekonder引进反应进度 的定义为：,和 分别代表任一组分B 在起始和 t 时刻的物质的量。 是任一组分B的化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。,设某反应,单

30、位：mol,反应进度（extent of reaction ）,引入反应进度的优点：,在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相同的，即：,反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和反应速率的定义等方面。,注意：,应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。,例如：,当 都等于1 mol 时，两个方程所发生反应的物质的量显然不同。,等压、等容热效应,反应热效应 当系统发生反应之后，使产物的温度回到反应前始态时的温度，系统放出或吸收的热量，称为该反应的热效应。,等容热效应 反应在等容下进行所产生的热效应为 ,如果不作非膨胀功， ,氧弹量热计中测定的是 。,等

31、压热效应 反应在等压下进行所产生的热效应为 ，如果不作非膨胀功，则 。,等压、等容热效应,与 的关系,当反应进度为1 mol 时：,式中 是生成物与反应物气体物质的量之差值，并假定气体为理想气体。,或,等压、等容热效应,反应物,生成物,（3）,（2）等容,与 的关系的推导,生成物,等压、等容热效应,对于理想气体，,所以：,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。因为U,H的数值与系统的状态有关，所以方程式中应该注明物态、温度、压力、组成等。对于固态还应注明结晶状态。,例如：298.15 K时,式中： 表示反应物和生成物都处于标准态时，在298.15 K，反应进度为1 m

32、ol 时的焓变。,p代表气体的压力处于标准态。,热化学方程式,热化学方程式,反应进度为1 mol ，表示按计量方程反应物应全部作用完。若是一个平衡反应，显然实验所测值会低于计算值。但可以用过量的反应物，测定刚好反应进度为1 mol 时的热效应。,反应进度为1 mol ，必须与所给反应的计量方程对应。若反应用下式表示，显然焓变值会不同。,压力的标准态,随着学科的发展，压力的标准态有不同的规定：,标准态用符号“”表示， 表示压力标准态。,最老的标准态为 1 atm,1985年GB规定为 101.325 kPa,1993年GB规定为 1105 Pa。标准态的变更对凝聚态影响不大，但对气体的热力学数据

33、有影响，要使用相应的热力学数据表。,压力的标准态,气体的标准态：压力为 的理想气体，是假想态。,固体、液体的标准态：压力为 的纯固体或纯液体。,标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。,一般298.15 K时的标准态数据有表可查。为方便起见，298.15 K用符号 表示。,赫斯定律（Hesss law）,1840年，根据大量的实验事实赫斯提出了一个定律：,反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。不管反应是一步完成的，还是分几步完成的，其热效应相同，当然要保持反应条件（如温度、压力等）不变。,应用：对于进行得太慢的或反应程度不易控制而无法直接测定反应热的化学反应，可以用赫斯定律，利

34、用容易测定的反应热来计算不容易测定的反应热。,赫斯定律,例如：求C(s)和 生成CO(g)的反应热。,已知：（1） （2）,则 （1）-（2）得（3） （3）,1.8 几种反应焓变,化合物的生成焓,离子生成焓,燃烧焓,溶解热,稀释热,化合物的生成焓,没有规定温度，一般298.15 K时的数据有表可查。,生成焓仅是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零。,标准摩尔生成焓（standard molar enthalpy of formation）,在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓，用下述符号表示：,（物质，相态，温度）,化合物的生成焓

35、,例如：在298.15 K时,这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：,反应焓变为：,化合物的生成焓,为计量方程中的系数，对反应物取负值，生成物取正值。,利用各物质的摩尔生成焓求化学反应焓变：,在标准压力 和反应温度时（通常为298.15 K）,自键焓估算生成焓,一切化学反应实际上都是原子或原子团的重新排列组合，在旧键破裂和新键形成过程中就会有能量变化，这就是化学反应的热效应。,键的分解能 将化合物气态分子的某一个键拆散成气态原子所需的能量，称为键的分解能即键能，可以用光谱方法测定。显然同一个分子中相同的键拆散的次序不同，所需的能量也不同，拆散第一个键花的能量较多。,键焓 在双原子分子中，键焓与键

36、能数值相等。在含有若干个相同键的多原子分子中，键焓是若干个相同键键能的平均值。,自键焓估算生成焓,则O-H（g）的键焓等于这两个键能的平均值,例如：在298.15 K时，自光谱数据测得气相水分子分解成气相原子的两个键能分别为：,自键焓估算生成焓,美国化学家 LPauling 假定一个分子的总键焓是分子中所有键的键焓之和，这些单独的键焓值只由键的类型决定。这样，只要从表上查得各键的键焓就可以估算化合物的生成焓以及化学反应的焓变。,显然，这个方法是很粗略的，一则所有单键键焓的数据尚不完全，二则单键键焓与分子中实际的键能会有出入。,离子生成焓,因为溶液是电中性的，正、负离子总是同时存在，不可能得到单

37、一离子的生成焓。,所以，规定了一个目前被公认的相对标准：标准压力下，在无限稀薄的水溶液中， 的摩尔生成焓等于零。,其它离子生成焓都是与这个标准比较的相对值。,离子生成焓,查表得,规定：,所以：,例如：,燃烧焓,下标“c”表示combustion。,上标“”表示各物均处于标准压力下。,下标“m”表示反应进度为1 mol时。,在标准压力下，反应温度时，物质B完全氧化成相同温度的指定产物时的焓变称为标准摩尔燃烧焓（Standard molar enthalpy of combustion）,用符号 (物质、相态、温度)表示。,燃烧焓,指定产物通常规定为：,金属 游离态,显然，规定的指定产物不同，焓变

38、值也不同，查表时应注意。298.15 K时的燃烧焓值有表可查。,燃烧焓,例如：在298.15 K及标准压力下：,则,显然，根据标准摩尔燃烧焓的定义，所指定产物如 等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度T时，其值均为零。,利用燃烧焓求化学反应的焓变,化学反应的焓变值等于各反应物燃烧焓的总和减去各产物燃烧焓的总和。,例如：在298.15 K和标准压力下，有反应：,（A） （B） （C） (D),则,用通式表示为：,利用燃烧焓求生成焓,用这种方法可以求一些不能由单质直接合成的有机物的生成焓。,该反应的反应焓变就是 的生成焓，则：,例如：在298.15 K和标准压力下：,1-3-1. 已知：25时，乙炔C2H

39、2(g)的标准摩尔生成焓 fHm (C2H2 g) =2267 kJmol1，标准摩尔燃烧焓 c Hm (C2H2 g) =12996 kJmol1，及苯C6H6(l)的标准摩尔燃烧焓c Hm (C6H6 l) =32675kJmol1。求25时苯的标准摩尔生成焓 fHm (C6H6 l)。,解： fHm (C6H6 l) = 3 fHm (C2H2 g) + 3fHm (C2H2 g)c Hm (C6H6 l) = 3 2267 + 3 (12996)(32675) kJmol1 = 488 kJmol1,1-3-4. 已知某些物质的标准摩尔燃烧焓与标准摩尔生成焓的数据列于下表： 物 质 c

40、 Hm (298 K) / kJmol1 f Hm (298 K) / kJmol1 H2(g) 28584 0 C(石墨) 39351 0 (C3H6环丙烷 , g) 209168 (C3H6丙烯 , g) 2040 计算由环丙烷(g)异构化制丙烯(g)时在298 K的r Hm 。,f Hm (环丙烷 , 298 K) =3c Hm (C , 石墨 , 298 K)3c Hm (H2 , g , 298 K) + c Hm (环丙烷 , 298 K) = 5363 kJmol1,解：先求f Hm (环丙烷 , 298 K)：,则 r Hm (298 K) =f Hm (环丙烷 , g , 2

41、98 K) + f Hm (丙烯 , g , 298 K) =3323 kJmol1。,溶解热,溶解热是指溶解过程中的焓变值，通常分为两种：,积分溶解热：一定的溶质溶于一定量的溶剂中所产生的热效应的总和。这个溶解过程是一个溶液浓度不断改变的过程。,由于加入溶质量很少，溶液浓度可视为不变。,微分溶解热：在给定浓度的溶液里，加入 溶质时，所产生的热效应与加入溶质量的比值。用公式表示为：,稀释热,稀释热也可分为两种：,积分稀释热：把一定量的溶剂加到一定量的溶液中所产生的热效应。它的值可以从积分溶解热求得。,它的值无法直接测定，从积分溶解热曲线上作切线求得。,微分稀释热：在一定浓度的溶液中加入 溶剂所

42、产生的热效应与加入溶剂量的比值，,反应焓变值一般与温度关系不大。如果温度区间较大,在等压下虽化学反应相同，但其焓变值则不同。,在1858年首先由Kirchoff提出了焓变值与温度的关系式，所以称为Kirchoff定律，有两种表示形式。,也是温度的函数，只要将Cp - T的关系式代入，就可从一个温度时的焓变求另一个温度下的焓变。,如有物质发生相变，就要进行分段积分。,1.9 反应焓变与温度的关系,1.11 绝热反应,绝热反应仅是非等温反应的一种极端情况，由于非等温反应中焓变的计算比较复杂，所以假定在反应过程中，焓变为零，则可以利用状态函数的性质，求出反应终态温度。,例如，燃烧，爆炸反应，由于速度快，来不及与环境发生热交换，近似作为绝热反应处理，以求出火焰和爆炸产物的最高温度。,1.11 绝热反应,求终态温度的示意图,设反应物起始温度均为T1，产物温度为T2，整个过程保持压力不变：,1.11 绝热反应,根据状态函数的性质,可由 表值计算,可求出,从而可求出T2值,