大学普通化学第1章.ppt

1,古代（17世纪中叶以前）：化学是一门技术,化学是一门既古老又年轻的科学。 化学是一门中心性的、实用的和创造性的科学，主要是研究物质的分子转变规律的科学。 化学与物理一起属于自然科学的基础学科。 化学是研究和创造物质的科学，同工农业生产和国防现代化，同人民生活和人类社会等都有非常密切的关系。,1. 化学的定义,绪论,近代（17世纪中18世纪末）：化学是关于元素（元素在形成化合物时的化合规律以及伴随发生的各种现象）的科学,现代（20世纪以来）：化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构和性质及其变化规律和变化过程中能量关系的科学,研究现状（ 2000 年） 化合物2000万种 时间分辨率：1 fs（1千亿亿分之一秒 10-15s） 空间辨率：0.1nm 分析所需最小量：10-13 g。,2,2. 化学的分支学科,化学,化学计量学、量子有机化学、生物无机化学、生物有机化学、量子生物化学、细胞化学、 组织化学、 分子遗传学、化学胚胎学,二级学科,三级学科,3,3. 学习化学的目的、内容和要求,4,本章学习要求： 了解定容热效应(qv)的测量原理。熟悉qv的实验 计算 方法。 理解状态函数、反应进度、标准状态的概念和热化学定律。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。 掌握标准摩尔反应焓变的近似计算。 了解能源的概况，燃料的热值和可持续发展战略。,第1章 热化学与能源,5,目录,1.1 反应热的测量 1.2 反应热的理论计算 1.3 常见能源及其有效与清洁利用 1.4 清洁能源与可持续发展 选读材料 核能 . 核燃料和核能的来源 . 核电的优势与发展趋势 本章小结,1.1.1 几个基本概念 1.系统与环境 2.相 3.状态与状态函数 4.过程与途径 5.化学计量数 6.反应进度 1.1.2 反应热的测量 1.实验测量 2.热化学方程式,6,1 .1 反应热的测量,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。,开放系统 有物质和能量交换,封闭系统 只有能量交换,1.1.1 几个基本概念,1. 系统与相,隔离系统 无物质和能量交换,相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分。,单相（均匀）系统 多相（不均匀）系统,CaCO3(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系统中的相数。,3相（气体1相，固体2相）,7,2. 状态与状态函数,系统的状态（state）是系统所有宏观性质的总和。有平衡态（性质不随时间变化）和非平衡态之分。,8,3. 过程与途径 过程与可逆过程,可逆过程和不可逆过程,根据系统变化前后状态的差异，常见的过程有： 物理过程：简单的只发生P、V、T变化和复杂混合、有相变的过程等化学过程：等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程、循环过程等,9,过程与可逆过程,理想气体等温膨胀过程,一次膨胀 W=18kJ,二次膨胀 W=24kJ,三次膨胀 W=26kJ,无限次膨胀 p = p外+dp,可逆过程,可逆过程做最大功,10,可逆过程特点： 系统和环境双复原（沿一个过程的逆过程回原态） 过程进行中，系统内部，系统与环境之间无限接近平衡态。在无限接近平衡态下发生的无限缓慢。 可逆过程的功和热为极限值，最经济，效率最高。,研究意义： 可逆过程与平衡态密切相关 计算某些状态函数的必需 判断实际过程的极限和效率,可逆过程的特点及研究可逆过程的意义,注意：可逆过程与可逆反应不同,11,4. 化学计量数与反应进度,化学反应计量通式为：,B 称为B 的化学计量数。 符号规定：反应物 B为负； 产物B为正。,反应进度 的定义：,或定义,反应进度与化学反应方程式的书写有关与选择哪种物质无关,反应进度的单位mol， 与化学计量数的选配有关。,讨论：对于合成氨反应当有1mol NH3生成时， 等于多少？,（2）,反应写法（1） 0 = N2 3H2 + 2NH3,12,1.1.2 反应热的测量,反应热:指化学反应过程中系统放出或吸收的热量 热化学规定：系统放热为负(-)，系统吸热为正(+)。,摩尔反应热:指当反应进度为1 mol时系统放出或吸收的热量。,如何测反应系统的热效应？,（2） 弹式量热计,被研究的对象（系统）要设计成孤立系统,（1）NaOH+HCl=NaCl+H2O （2）N2H4（l）+O2=N2+ 2H2O,（1）保温杯量热计,13,1. 反应热的实验测量方法,设有n mol物质完全反应，所放出的热量使弹式量热计与恒温水浴的温度从T1上升到T2，弹式量热计与恒温水浴的热容为Cs(JK-1)， 比热容为cs(JK-1kg-1 )，则：,由于完全反应， = n 因此摩尔反应热：,注意： 1.反应热有定容反应热（qv）和定压反应热（qp）之分。 2.用弹式量热计测量的反应热是定容反应热，是反应热的精确实测值，适用于q较大，有气体参加的反应。 3.没注明定容还是定压时，通常指qp,14,示例,例1.1 联氨燃烧反应：N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l) 已知：,解：燃烧0.5g联氨放热为,4.18J.K-1.g-1,15,2. 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。 其标准写法是：先写出反应方程，标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开。,N2H4(l)+O2(g)=N2 (g) +2H2O (l)；,2H2(g)+O2(g)=2H2O (l)；,注：若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。 一般标注的是等压热效应qp。 反应热与反应式的化学计量数有关,H2(g)+1/2O2(g)=H2O (l)；,16,特点：精确、qv、气体参加、q大,1.1 反应热的测量,17,第2讲,1.2 反应热的理论计算,计算 1.2.3 反应rH0m 1.标准态 2.fH0m（B，298.15K) 3. rH0m（298.15K） rH0m（T K）计算,18,1.2 反应热的理论计算,1.2.1 热力学第一定律,U2-U1= U = q + w,特征：广度性质状态函数 绝对值不可测 但变化量可知,热力学能 内能U,2. 热和功,注意：不是状态函数 与过程的途径有关,区别：温差 力差 品位低 品位高,19,（1）等外压过程中 w体= p 外(V2 V1) = p外V,p外 = F / A，l = V / A，,w体= -F l = (p外 A) (V/A) = p外 V,功的量纲：J = Nm =Pa m3,（2）变压过程中 w体= p 外dV,w = w体+ w ,20,理想气体的体积功,理想气体：气体分子不占有体积，气体分子之间的作用力为0的气态系统被称为理想气体。,理想气体的状态方程：,计算 1 mol理想气体从始态100kPa, 22.4dm3经等温恒外压p2 = 50kPa膨胀到平衡，求系统所做的功。,解：终态平衡时的体积为：,负值表示系统对外做功。注意计算过程中单位的换算,21,理想气体可逆过程体积功*,封闭系统的等温过程中，理想气体压力p和体积V之间的关系称为理想气体的等温线：,从始态到终态时，有多种途径：,经恒外压p2：,经恒外压p 膨胀到平衡，再经恒外压p2：,W1,显然，|W2| |W1|,经外压p外=（p系统-dp）膨胀到p2,外压无限接近系统的压力时膨胀对外作功最大。压缩时作功最小。,图1.5 理想气体的体积功,22,1. 2. 2 化学反应的反应热与焓,反应热：通常指反应物和生成物具有相同温度时，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：定容反应热和定压反应热,U = q + w,H = U + p V,1. 焓, H = U + （p V）,特征：广度性质状态函数 绝对值不可测 但变化量可知,= (U2 + p 2V2) (U1 + p 1V1),注意：数值相等，含义不同 qp qV与途径无关,应用： 相互计算 ， qp qV关系,23,2. 定容反应热与定压反应热的关系,已知 定容反应热：qV = UV； 定压反应热：qp = Up + p(V2 V1) 等温过程， Up UV，则：,H U = qp qV = p(V2 V1),思考：若反应 C(石墨) + O2(g) CO2(g) 的qp,m为393.5kJmol 1，则该反应的qV,m 为多少？,答：该反应的n(g) = 0， qV = qp,小结 对于没有气态物质参与的反应或n(g) =0的反应，qV qp 对于有气态物质参与的反应，且n(g)0的反应，qV qp,qpm qVm = (Bg)RT,凝聚相相对气相来说，体积可以忽略,24,3. 盖斯定律,化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。,始态 C(石墨) + O2(g),终态 CO2(g),中间态 CO(g) + O2(g),即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。,25,盖斯定律示例,由盖斯定律知：若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。,解：,26,P46习题6 已知反应,Fe2O3 + 2CO = 2Fe + 2CO2 qp1,3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 qp2,Fe3O4 + CO = 3FeO+ CO2 qp3,求反应 FeO + CO = Fe+ CO2 qp4=？,根据盖斯定律：3qP1=qp2+2qp3+6qP4,由以上讨论知：若知道由指定单质生成各物质的反应焓变,可以很方便的计算出任意反应的H,反应热可求,2,27,1.2.3 反应标准摩尔焓变的计算,1. 热力学标准态：,反应在标准状态的含义是：参与反应的所有物质（反应物和产物）处在标准状态。若有几种气体,则各气体分压为标准压力,反应的标准摩尔焓变,指反应在标准状态下的摩尔反应焓变,28,2. 标准摩尔生成焓,指定单质,1mol B,298.15K时的数据附录3查,指定单质指 C：石墨(s)； Hg：Hg(l) P：P（s，白） O：O2（g） Br：Br2（l） S：正交硫,B生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定。,29,3. 标准摩尔焓变及测定,测定原理： qp = H,标准状态下,反应进度 = 1mol的焓变（H）称为反应的标准摩尔焓变:记作,条件： “ 标准状态 ” T P一定,4. 反应的标准摩尔焓变的计算,稳定单质,30,标准摩尔反应焓变计算示例,解：,824.2,1675.7,注：,31,注：,解释,若C(反应物) C(生成物),32,注意事项,物质的聚集状态，查表时仔细,应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变时需要注意,公式中化学计量数与反应方程式相符,数值与化学计量数的选配有关；,温度的影响,思考：正反应与逆反应的反应热的数值相等，符号相反。对吗？,答：对。这 也是热化学定律的重要结论。,33,总结,1.2 反应热的理论计算,H= U+PV,rH m= qPm,数据可查 意义要理解,数值可算 原理要清楚,水合离子的标准生成焓如何求得？,34,附例1.4 设反应物和生成物均处于标准状态，计算1mol乙炔完全燃烧放出的能量。,解：从手册查得298.15K时，各物质的标准摩尔生成焓如下。,35,12. 近298.15K时在弹式热量计内使1.000g正辛烷(C8H18,l)完全燃烧,测得此反应的热效应为-47.79kJ.试根据此实验值,估算正辛烷(C8H18,l)完全燃烧的(1)qv;(2) rHm(298.15K),解: 正辛烷的M=114.224g.mol-1 qv.m=-47.79kJ.g-1 114.224g.mol-1=-5459kJ .mol-1,正辛烷完全燃烧的反应式 C8H18(l) + 12.5O2(g) = 8CO2(g) +9H2O(l),注意热化学方程式写法,由于 qp qV = n(g)RT,rHm(298.15K) qp.m= qv.m + (8-12.5)RT = -5459+ (8-12.5)8.314 10-3 298.15 =-5470kJ .mol-1,注意单位换算一致,若根据fHm如何计算?,练习45页12题,36,本章小结,了解若干热力学基本概念（如状态函数、热力学标准态、反应进度、焓等）和定容热效应q的测定; 理解热化学定律及其应用；掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算； 了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。(自学) 作业：P4313题 做在书上 4、6、7、9（1）（3）、10（3）（4）、11、12、14、16、17,