高中化学 热化学与能源竞赛课件 12页

第1章热化学与能源§1.1反应热一、热力学中几个基本概念1.体系和环境:热力学中研究的对象为体系,称体系以外的其他部分为环境.2.状态和状态函数3.过程和途径可逆过程4.化学计量数和反应进度\nN2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)各计量数(N2)=-1(H2)=-3(NH3)=2反应进度，单位是mol如上述反应消耗了1.5molN24.5molH2生成了3mol的NH3则该反应进度为＝-1.5mol/-1=-4.5mol/-3=3mol/2=1.5mol\n注意：对不同反应式有不同的进度；如同样反应消耗1.5molN2对上述反应进度为1.5mol，但对于下式反应1/2N2(g)＋3/2H2(g)＝NH3(g)反应进度为3mol\n反应热的测量，Q或q表示热量，单位用J（焦耳）、kJ(千焦)系统放出热量，则q为负值；系统吸收环境的热量，则q为正值装置图P12图1.2一般用已知燃烧热的样品测试量热计的热容C：q(已知)＝-CTC含水的总热容和仪器的热容q(未知)＝-CT‘\n§1.2反应热理论计算一、热力学第一定律1、能量守恒定律2、焓的定义3、qv与qp差别4、反应热的表示5、盖斯定律\n二、标准摩尔生成焓在温度T、标准压力p（100kPa））下，由稳定单质生成1mol某物质时，所产生的反应热就叫该物质的标准摩尔生成热，单位：kJ.mol-1，符号DfHm注：稳定单质？对于存在多种单质形式的有特指，如磷指白磷，碳指石墨等。该温度、压力下的稳定状态：如书中数据常是标准压力、298K的数据。该条件下氯的稳定状态是Cl2（g），而不是Cl2（l）;溴是Br2（l），而不是Br2（g）;碘是I2（s），而不是I2（l）;\nH2(g)+1/2O2(g)H2O(g)DHm(298.15)=-241.82KJ.mol-1DfHmC(s)+O2(g)CO2(g)DfHm(g,CO2)=-393.52H2(g)+O2(g)2H2O(g)DHm(298.15)=-483.64kJ.mol-1H2(g)+1/2O2(g)2H2O(l)DfHm(l,298.15)=-285.83kJ.mol-1\n有了标准生成焓数据，任意反应即可查表计算反应热。如：4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)查表：DfHm（NH3，g）＝-46.11kJ.mol-1DfHm（NO，g）＝90.25kJ.mol-1DfHm（H2O，g）＝-241.82kJ.mol-1DrHm＝4DfHm（NO，g）+6DfHm（H2O，g）-4DfHm（NH3，g）＝4×90.25+6×（-241.82）-4×（-46.11）＝-905.48kJ.mol-1\n三、从其它数据计算反应热1.从燃烧热cm计算CH3OH(l)+O2CO2+2H2Ocm＝-726.6CH2O(g)+O2CO2+H2Ocm＝-563.6CH3OH(l)+O2CH2O(g)+H2O(l)rm＝-726.6－(-563.6)＝-163.0kJ·mol-1\n2.从键能估算反应热Ec=c＝602，EO-H＝458.8，EC-H＝411Ec-c＝345.6，Ec-o＝357.7kJ·mol-1rm＝4EC-H+1×Ec=c+2×EO-H-[5EC-H+1×Ec-c+1×Ec-o+1×EO-H]＝Ec=c+EO-H-EC-H-Ec-c-Ec-o＝602+459-411-346-358＝-54kJ·mol-1\n第2章化学反应的基本原理与大气污染§2.1反应方向和吉布斯函数一、影响反应方向因素二、反应自发性判断三、吉布斯自由能变计算§2.2反应程度和化学平衡\n