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1、（二）热化学,1、 热和功,热化学 研究化学反应和状态变化过程中热效应变化规律的科学。,化学反应常常有放热和吸热的现象，即化学反应的能量变化常以热的形式表现出来，如何描述，有何规律？这是热化学所研究的问题。,热和功 （1）定义：功和热是体系发生变化时，与环境交换能量的两种形式。分别用W和Q表示。 （2）特点：与状态有关，不是状态函数。,Q 0 燃烧 H2O W = 0 H2 + O2 Q = 0 电池 H2O W 0,例如：Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4 直接反应时，能量主要以热的形式表现出来；构成原电池则能产生电功，又有热效应，两种不同形式的反应所产生的W和Q是不相同的。,功的表
2、示：功有多种形式：膨胀功和电功（在本课程中）体系对外(环境)作功： W 0热的表示：体系吸热：Q 0 (热为正值）体系放热：Q 0 吸收能量多，对外作功少， U 0 Q - W = 0 Q = W U = 0 0 吸收能量少，对外作功多， U 0 U体系 = U2 - U1 = Q - W,4、 焓变和热化学方程式,1焓及焓变 （1）焓的导出 焓是一个全新的概念，什么是焓，什么是焓变？我们可以如下体系来导出焓的概念： 改变条件 吸热（Q） 对外作功（-W） 状态（一） 状态（二）,U2 T2 P2 V2,U1 T1,P1 V1,设一封闭体系变化是恒压过程，且只做体积功，根据热力学第一定律，则有
3、： Qp - W = U = U2 - U1 Qp = U + W 根据给定的条件： U = U2 - U1 ， V = V2 - V1 P1 = P2 = P外 又知道：W = P外*V= p外(V2-V1) 所以：QP =U + W = U2 - U1 + p外(V2 - V1) = (U2 +p外V2)-(U1 + p外V1) 终态 始态 令： H = U + pV 则有： Qp = H2 - H1 = H 在热力学上将(U +pV)定义为新的状态函数，叫做焓，以H来表示。,（2）焓的特性,* 焓（H）是U，p和V复合的函数， U，p和V是状态函数，因此H也是状态函数。 * H具有能量的
4、量纲，其绝对值无法确定。 * H具有加和性。 * 在封闭体系中发生只做体积功的等压过程，这一特定条件下H = Qp。 焓具有广度性质，有加和性。量纲：旧称因次，物理量用基本量表示时，其关系式中各个指数称为该物理量对于所取基本量的量纲。例如，物体的体积可表示为L3,则对于物理量L而言，量纲为3。,2、热化学方程式,（1） 标准状态 什么是标准态：相对比较的基线（温度T和压力）。 标准态压力 p ： p = 100kPa 1）气体的标准态：在温度T、标准压力下表现的状态。 2）液体或固体的标准态：在温度T、标准压力下表现的状态。 3）液体溶液中溶剂A和溶质B的标准态：在温度T、标准压力下，标准质量
5、摩尔浓度bB=b = 1mol/kg。 （标准物质量浓度CB=C = 1mol/L3） b0=C 物质的标准态对温度T未作具体规定，若没有表明，一般都是298.15K。,（2）热化学方程式,什么是热化学方程式？它与常见的化学方程式有何不同？热化学方程式如何书写？*定义： 表示化学反应与热效应关系的化学反应方程式，称为热化学方程式。例如： 2H2(298.15K,100kp)+ 1/2O2(298.15K,100kp)= 2H2(298.15K,100kp) rH = -241.82kj/mol*写法： 正确写出反应方程式，配平之。 标明反应的温度和压强（若T=298.15K，可省略）。 标明物
6、质的凝聚态，聚集状态不同，其热效应不同。 化学反应的计量式不同，其热效应也不同。,3.热效应,体系在物理的或化学的等温等压或等温等容过程中，不做非体积功时所吸收或放出的热量叫做此过程的热效应。不同条件下、不同过程产生不同的热效应。 注意的问题： 定义热效应的过程是等温过程； 在定义热效应的过程中不做非体积功。 在不同的条件下，有不同的热效应， 例如：,热 效 应,化学反应的热效应物质的熔化热凝固热气化热凝结热升华热,4、化学反应的标准摩尔焓变r Hm,（1）定义：在标准状态下，发生了1mol 的化学反应的焓变称为化学反应的标准摩尔焓变（r Hm）。m表示发生了1mol 的反应，反应进度为1mo
7、l ；常用的温度是298.15K，一般应标出温度，写成 r Hm（T）应标明物质的状态。反应的方向（写法）不同，标准摩尔焓变反号。,（2）化学反应摩尔焓变r Hm的测定 对于下列反应： aA + bB gG + dD 在恒压条件下，用量热法测定反应热Qp，即rH。同时由进入反应物的物质的量计算nB，根据化学计量数，计算得到：,5.标准摩尔生成焓f Hm,（1）定义：在温度T下，由参考状态的单质生成1mol某物质的化学反应的标准摩尔焓变，用f Hm表示。 参考态单质：一般是指该物种最稳定的单质，也有例外的。例如：白磷。热力学上规定参考态单质的生成焓等于0，例如： f Hm（C，石墨，s,T）=
8、0 各种化学手册列出的生成焓都是298.15K、标准状态下的摩尔生成焓。 （2） f Hm 意义与应用 一种重要的焓变，可用来推断化合物的稳定性，用来计算化学反应的r Hm 。常见化合物的r Hm 可在化学手册上查阅到。,6.标准摩尔燃烧焓,在标准态下,298.15K时,1mol物质完全燃烧时的焓变称为该物质的标准燃烧焓或标准燃烧热,用cHm 表示。 所谓完全燃烧,是规定其燃烧的最终产物,碳燃烧为CO2(g)、氢燃烧为水H2O(l)。且令cHm (H2O)=0, cHm (CO2)=0。本质上讲,物质的标准燃烧焓,就是标准态下,1mol该物质在298.15K下发生的完全燃烧反应的标准摩尔焓变r
9、Hm (298.15K)。 由于燃烧焓规定该物质为1mol(反应物),基准相同,故可以由燃烧焓来比较1mol物质燃烧的放热能力,负值越大(或代数值越小),放热越多。,例如： 甲醇的燃烧反应为： CH3OH(l) + 3/2 O2 CO2(g) + 2H2O(l)查表得到： cHm (CH3OH,l,298.15K) = -726.51kj/mol且根据燃烧热的定义知道： cHm (H2O,l,298.15K)=0 cHm (CO2,l, 298.15K)=0对于H2(g, 298.15K) 和CO2(g, 298.15K)来说： fHm (H2O,l,T)= cHm (H2,g,T) 因为：H
10、2 (g,T) + 1/2O2,(g,T)= H2O(l,T) fHm (CO2,g,T)= cHm (石墨,s,T) 因为：C (s,T) + O2,(g,T)= CO2 (g,T),7.由f Hm计算r Hm,对于反应：aA + bB gG + dD（T = 298.15K, p)A,B,G,D物种的f Hm是可以查到的，因此，我们可以求得该反应的r Hm ： r Hm =(gf Hm (G)+ df Hm (D)- (af Hm (A)+ bf Hm (B)或可写成： r Hm = f Hm (生成物)-f Hm (反应物),例题：,计算乙炔完全燃烧的反应标准摩尔焓变。解：写出1mol乙炔完全燃烧的化学反应计量方程式，查出各有关物质的f Hm ： C2H2(g) + 5/2O2 2CO2 + H2O(l)f Hm (kj/mol) 226.8 0 -393.3 -285.9根据： r Hm = f Hm (生成物)-f Hm (反应物)r Hm = -393.3*2 -285.9 -（226.8 + 5/2* 0 ） = -1300 (kj/mol),
