《大学化学 教学课件 ppt 作者 王桂英 肖细梅 卢学实 主编第2章 化学反应的基本原理》由会员分享，可在线阅读，更多相关《大学化学 教学课件 ppt 作者 王桂英 肖细梅 卢学实 主编第2章 化学反应的基本原理（198页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第2章,化学反应的基本原理,2.1 基本概念 2.2 热化学 2.3 化学反应方向 2.4 化学反应的限度化学平衡 2.5 化学反应速率,本章教学要求,了解状态函数、反应进度、热力学标准状态的概念和热力学定律。理解等压热效应与反应焓变的关系、等容热效应与热力学能变的关系。,3. 掌握标准摩尔反应焓变的近似计算。,2. 明确H, H,rHm(T) S,Sm,Sm(H2O,g), r Sm(T)， r Sm(298.15),G, G, f Gm, r Gm, r Gm(298.15), r Gm(T)等各符号的名称和意义。,明确 r Gm可作为反应自发性的判据，掌握 r Gm r Gm(298.1
2、5 )， r Gm(T) 的各符号的意义及计算方法，掌握应用 r Gm或 r Gm判断反应进行方向的条件。掌握标准摩尔反应焓变的近似计算。,本章教学要求,明确压力、浓度、温度对平衡移动的影响，掌握应用原理。,从 r Gm = r Gm + RT lnJ 表达式,了解 的由来，掌握平衡常数 K 的表达式，明确从热力学数据或实验数据计算 K的两种方法，了解 K的简单应用。,初步了解化学反应速率、速率方程、过 渡态理论和活化能概念；,理解并会用浓度、温度、催化剂诸因素解释其对化 学反应速率的影响；,本章教学要求,初步掌握阿仑尼乌斯公式的应用，会用其求算活化 能及某温度下的反应速率；,理解反应级数、半
3、衰期的概念，会进行零级反应和一级反应 有关的简单计算；,化学热力学的定义,热力学是研究各种过程中能量相互转变规律的一门科学。它的基础是三条基本定律，这些定律应用于化学领域就称为化学热力学。化学热力学是从能量转换和传递来研究化学反应能否自发进行和化学平衡等问题的学科。,化学动力学研究的是反应进行的速率, 并根据研究反应速率提供的信息探讨反应机理，即研究反应的快慢和反应进行的途径。,化学动力学的定义,解决化学反应中的两大问题： 研究反应的可能性反应的方向和限度：化学平衡 (化学热力学范畴） 2. 研究反应的现实性反应的快慢：化学反应速率 （化学动力学范畴）,化学热力学是研究反应的可能性，化学动力学
4、是解决如何把可能性变为现实性，这是研究化学反应过程中相辅相成的两个方面。,化学热力学研究的意义可以通过化学热力学计算预测反应能否发生；预测反应进行的方向和限度。它研究大量分子（或原子）表现的集体行为（即物质的宏观性质），所得结论具有统计意义；不涉及时间概念，只着眼于过程的起始状态和最终状态。,化学动力学研究的意义在于其实用性。它解决化学变化过程的速率问题，为化学反应的进行提供适当的动力学条件（如浓度、温度、压力及催化剂等）。,2.1.1系统和环境 2.1.2聚集状态与相 2.1.3系统的状态和状态函数 2.1.4过程与途径 2.1.5热与功 2.1.6热力学能 2.1.7热力学第一定律,2.1
5、 基本概念,2.1 基本概念,2.1.1系统与环境 系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。 环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。 根据系统与环境的关系，系统可分为以下三类：,开放系统 有物质和能量交换,封闭系统 只有能量交换,隔离系统 无物质和能量交换,2.1.2聚集状态与相,答：1）在此条件下，存在3相（气、液、固各一相)； 2）3相（气体1相，固体2相）,聚集状态：物质在一定的温度和压力下所处的相对稳定的状态，称为物质的聚集状态。常见的聚集状态有固态（s）、液态（l）和气态（g）三种 相:系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分称为相。相与相之间有明确的界面。根据相的概念
6、，系统可分为： 单相（均匀）系统 多相（不均匀）系统 气态物质（单相）、液态物质（单相、多相）、固态物质（单相、多相）,思考：1) 101.325kPa，273.15K(0C)下，H2O(l), H2O(g)和H2O(s)同时共存时系统中的相数为多少。 2) CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系统中的相数。,11,2.1.3系统的状态与状态函数,状态函数：表征系统状态的各种宏观物理量（宏观性质）。例：T、P、V、H、S、G,系统的状态:系统的一切物理性质和化学性质的总和。当系统的物理性质和化学性质都确定了，则称系统处于确定的状态。,注意：系统的状态函数（宏观物理量）
7、是系统内大量质点的集体行为的总结果，是可以实验测定的。例如， T、P；系统的状态在热力学上是指系统处于平衡态（热平衡、力平衡、化学平衡）。所谓平衡态是系统的状态不再随时间而改变。,状态函数的特征： 1)状态函数确定，系统的状态确定。对于热力学系统，状态函数确定了，系统就处于确定的状态。系统的某一状态函数发生变化，则系统的状态就会改变。 2）系统的状态一定，状态函数就有唯一确定的值，状态函数是系统状态的单值函数。当系统从一个平衡状态变到另一个平衡状态时，其一部分或全部状态函数会发生变化。 3)状态函数的变化只与系统的始态与终态有关，而与变化途径无关。 4）系统恢复到始态，状态函数恢复原值。 状态
8、函数有特点，状态一定值一定。 殊途同归变化等，周而复始变化零。,用下面例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数：压力（p）、体积（V）的变化量p 、V与途径无关。,强度性质 容量性质,状态函数可分为两类：,容量性质：具有加和性，与系统内物质的量有关，如体积（V）、质量（m）、物质的量（n）、热力学能（U）、熵（S）、焓（H）、吉布斯自由能（G）等。,强度性质：没有加和性，与系统内物质的量无关。如温度（T）、压力（P）、密度（）等。,状态函数的分类：,注意：两个容量性质的物理量之比是强度性质的物理量。,如：摩尔体积等于体积除以物质的量，摩尔体积是强度性质；又如：力和面积是容量性质的物理量
9、，它们的商即压强(热力学中称为压力)是强度性质的物理量。,16,2.1.4过程与途径,过程：在外界条件改变时，系统的状态发生的变化就称为过程（即：系统从某一状态变化到另一状态的经历称为过程）。变化前称为始态（起始状态），变化后达到的状态称为终态（最终状态）。,途径：实现一个过程的具体步骤称途径。,思考：过程与途径的区别。,设想如果你要把20 C的水烧开，要完成“水烧开”这个过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常压烧；也可以在高压锅中加压烧开再降至常压。,有时过程与途径并不严格区分，不仅把途径称为过程,甚至将步骤也称为过程。,恒温过程：系统的始态温度与终态温度相同，并等于环境温度的过
10、程称为等温过程（T1=T2=T环境=定值） 恒压过程：系统始态的压力与终态的压力相同，并等于环境压力的过程称为等压过程（P1=P2=P环境=定值） 恒容过程：系统的体积不发生变化的过程称为等容过程（V1=V2=定值） 绝热过程：系统与环境之间没有热交换的过程（Q=0） 。 循环过程：系统由某一状态经过一系列变化又回到原来状态，称为循环过程（体系中任何状态函数的改变值均 = 0） 。 可逆过程：体系经过某一过程，由状态变到状态之后，如果通过逆过程能使体系和环境都完全复原，这样的过程称为可逆过程。它是在一系列无限接近平衡条件下进行的过程。,热力学中常见的过程：,18,2.1.5热与功,热：系统状态
11、发生变化时，由于系统与环境的温度不同，而在系统与环境间所传递的能量称为热。在热力学中常用Q表示。,热（Q）与实现过程的途径有关，不是系统的状态函数,热和功是系统状态发生变化时与环境交换能量的两种形式。,热的符号规定：系统吸热， Q 为正值（Q0）； 系统放热， Q 为负值（Q0）。,热的SI单位：焦耳（J）或千焦耳(kJ)。,19,思考：1mol理想气体，密闭在1)气球中，2) 钢瓶中；将理想气体的温度提高200C时，是否做了体积功？,答：1)做体积功，2)未做体积功。,功：除热以外，在系统与环境之间传递的其他各种形式的能量称为功。 功分为体积功和非体积功： 体积功（又称膨胀功）：系统发生体积
12、变化时与环境传递的功； 非体积功：除体积功以外的所有其他形式的功，如电功、表面功、机械功等。,体 积 功： W体 = -p外V = -p外（V2 V1 ） （21） 非体积功： W （如电功 We、表面功、机械功),W = -p外V + W ,功和热的特点： 二者都是能量传递的形式； 二者都与系统进行的过程和途径密切相关 功和热的正、负号都是表示能量传递的方向，是由系统的观点出发的；,功（W）也与实现过程的途径有关，不是系统的状态函数,功的SI单位：焦耳（J）或千焦耳(kJ)。,功的符号规定：系统得功为正（W0）； 系统作功为负（W0） 。 （注意功符号的规定尚不统一）,21,2. 1.6 内
13、能（热力学能）,内能：系统内部能量的总和。（不考虑系统的整体运动，也不考虑外力场的影响） 符号：用U 表示， SI单位：焦耳（J）或千焦耳(kJ)。 包括： 系统内部质点（分子、原子、离子等等）运动的动能； 组成系统的诸质点间相互作用的位能； 分子内部的能量； 原子核内的能量等等。,由于系统内部质点运动和相互作用十分复杂，因此目前尚无法测定内能的绝对数值。,思考：同样的物质，在相同的温度和压力下，前者放在10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上。两者的内能相同吗？,答：相同。,内能的特征： 状态函数。其量值取决于系统的状态。 绝对值无法确定。内能的绝对数量是无法测量的（即
14、不可知的） 内能的变化量，仅与系统的始、终态有关，与变化的途径无关，当系统由状态 A 变化到状态 B 时，热力学能改变为： 容量性质,23,2.1.7热力学第一定律,热力学第一定律（能量守恒定律）：在任何变化过程中，能量是不会自生自灭的，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总和不变。,热力学第一定律数学表达式：封闭系统，从始态（内能为U1）变化到终态（内能为U2），在变化过程中，若系统从环境吸热为Q，环境对系统作的功为W，图示如下：,系统 U1,系统 U2,+Q,+W）,始态,终态,根据热力学第一定律，可得： U2=U1 +（Q+W） U=U2-U1=Q+W （1-1）,热力学第
15、一定律的实质是能量守恒定律在热力学中的的应用。,系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果。 在封闭系统中的任何过程中，系统热力学能的增加等于系统从环境吸收的热与环境对系统所做的功之和。 对于微小变化：,此式表明：,【例21】某过程中系统从环境吸收热量100J，对环境作体积功20J,求过程中系统热力学能的改变量和环境热力学能的改变量？,【解】 由热力学第一定律：,由题：Q=100J，W=-20J,=10020=80J,即体系热力学能改变量（增加）为80J。环境热力学能改变量（减少）为80J。,【例2】在压力为101.33KPa，温度为1110K时，1molCaCO3分解从环境吸热178.3KJ，体积增大 0.091m3，求1molCaCO3分解后内能的变化？,解,Q=178.3KJ,= 178.3 9.22 = 169.1 (KJ),27,2.2 热化学,化学反应的热效应:指系统发生化学反应时，系统不作非体积功，反应终态温度恢复到始态温度时，系统吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。又称反应热。热化学规定：系统吸热为正；系统放热为负。 摩尔反应热：指当反应进度为1 mol时系统吸收或放出的热量。,根据反应条件的不同，反应热又可分为：,恒容反应热：
