化学反应中的质量守恒0832

1第一章第二节化学反应中的质量守恒和能量守恒2一、化学反应的质量守恒定律在化学反应中，物质的质量是守恒的。即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。BBB031、热力学能（内能）热力学能（内能）——体系内部能量的总和。•构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。•是一种热力学状态函数•无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。二、能量守恒——热力学第一定律42、热力学第一定律——能量守恒定律表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。状态1（U1）状态2（U2）吸收热量Q对体系做功WU=U2-U1=Q+W热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。51、恒容热效应与热力学能变如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（W’=0，则：W=We+W’=0）此时：ΔU=Q+W=QV即：热力学能变等于恒容热效应。或说：在恒容的条件下，体系的热效应等于热力学能的变化。*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变ΔU的数值.三、化学反应的热效应62、恒压热效应与焓变在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压，103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数——焓。7焓变——化学反应的恒压热效应现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的状态1状态2（T1,V1,U1,p）（T2,V2,U2,p）吸收热量Q对外做功W在此恒压过程中：*体系吸收的热量记作Qp*体系对环境所做的功p(V)=p(V2-V1)因此，环境对体系所做的功：W=-p(V)=-p(V2-V1)8于是根据热力学第一定律，有如下的关系：U2-U1=U=Q+W=Qp-p(V)=Qp-p(V2-V1)所以：Qp=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)定义热力学状态函数焓，以H表示H=U+pV则：Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H9重点理解•焓H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。•焓变值H等于体系在恒压过程中的热效应Qp。在其他类型的变化过程中，焓变值H不等于热效应，但并非说，焓变值H为零。•焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是J或kJ。•因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。•焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变ΔH却是确定的，而且是可求的。•焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。10(1)对于一定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热，所以有:H(g)H(l)H(s)(2)当某一过程或反应逆向进行时，其ΔH要改变符号即：ΔH（正）=-ΔH（逆）(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热Qp可由下式求出：Qp=ΔH=H生成物-H反应物（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）ΔH0为吸热反应，ΔH0为放热反应。由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其ΔH=Qp，即为恒压反应热。所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。过程与焓113．恒压反应热与恒容反应热的关系由焓的定义：H=U+pV则：ΔH=ΔU+Δ(pV)i)对于恒压、只作体积功的化学反应，有：ΔH=ΔU+pΔV即：Qp=Qv+pΔVii)对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，故有：Qp≈Qviii)对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，则有：Qp=Qv+Δn（RT）式中Δn为生成物的量与反应物的量之差。12四、盖斯定律与反应热的计算1．反应进度和热化学方程式i)什么是“化学反应的进度”？——描述化学反应的进行程度的物理量。在反应的某一阶段中，某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。单位：mol用希腊字母ξ表示。13对于任一化学反应，有质量守恒定律：0＝BB，例如下列给定反应：dD+eE=gG+hH通式为：式中nB()和nB(0)分别表示反应进度为和0时，B物质的量(mol)。注意：反应物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值。HHGGEEDDnnnn()(0)BBBBBnnn14举例说明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0s(mol)3.01.00.0t=0.1s(mol)1.50.51.0以H2计算反应进度=nH2/H2=(1.5-3.0)mol/-3=0.5mol以N2计算反应进度=nN2/N2=(0.5-1.0)mol/-1=0.5mol以NH3计算反应进度=nNH3/NH3=(1.0-0.0)mol/2=0.5mol15ii)热力学标准态对于以上所说的“焓变等于恒压热效应”，“恒压”恒在什么压力之下，其反应的热效应是不一样的，因为不同的压力之下，体系所做的膨胀功不同，因而恒压热效应——焓变值也有所不同。因此热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为“计算、比较的标准”，这一标准即称做热力学标准状态。16IUPAC规定：100kPa为标准压力，以p表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：•纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。•纯气体（理想气体）：p=p=100kPa•混合气体：pi=p=100kPa(pi某组分气体的分压力)•理想溶液：p=p=100kPa，c=c=1.0mol/dm3(c标准浓度)17注意事项：上述标准状态并未指定温度，即：H2（100kpa,298K）是标准状态，H2（100kpa,200K）也是标准状态。IUPAC推荐298.15K作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是298.15K，其他温度则须指明，用（T）表示。18iii)化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）都处于热力学标准状态（p=p=100kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号ΔrH表示之。例如：1.5H2(g)+0.5N2(g)=NH3(g)ΔrH=-46.11kJ19但是：化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。规定：化学反应进度ξ=1时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号ΔrHm表示之。标准摩尔焓变的意义是：单位化学反应进度ξ化学反应的标准焓变。ΔrHm=ΔrH/ξ例如：3H2+N2=2NH3(气体)ΔrHm=—92.22KJ/mol注意：如果将3molH2和1molN2反应时，其Qp是否是此数值？不是！20热化学方程式表示出了化学反应过程中热效应的化学反应计量方程式称为热化学方程式(thermodynamicequation)。例如，在298.15K时有：1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)rHm=-285.8kJmol-12)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)rHm=-571.6kJmol-13)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)rHm=-393.5kJmol-1212、物质的标准摩尔生成焓定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号ΔrHm表示之。注意要点：•最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。•什么是最稳定单质？举例说明：C（石墨）、I2（固体）•是指生成1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。223、盖斯定律俄国化学家G.H.Hess对化学反应的数据进行总结（1840）指出：不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。例如：CCO2COO2O2O2rH1rH2rHrH=rH1+rH223•盖斯定律是热力学定律的必然结果由于焓是状态函数，所以只要始态和终态相同，焓变必然相同。今天我们看来非常简单，但却有重要的使用意义。因为可以用它来确定不易测量的一些化学反应的标准焓变。244、化学反应热的计算参考单质（最稳定态）反应物生成物iΔfHm(生成物）=jΔfHm(反应物）+ΔrHm即：ΔrHm=iΔfHm(生成物）-jΔfHm(反应物）jΔfHm(反应物）iΔfHm(生成物）ΔrHm25根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变ΔrHm，等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。ΔrHm=iΔfHm(生成物）-jΔfHm(反应物）例题：p15例1-2