化学反应热及化学反应的方向和限度课件

第六章化学反应热及化学反应的方向和限度第六章化学反应热及化学反应的主要内容6.1热力学系统和状态函数6.2能量守恒和化学反应热6.3熵和Gibbs自由能6.4化学反应的限度和平衡常数主要内容6.1热力学系统和状态函数重难点:

焓变、自由能、反应自发性判据重难点:焓变、自由能、反应自发性判据反应进行的快慢、条件、机理化学反应的现实性反应能否发生及反应的限度化学反应的可能性化学反应中能量的变化化学反应速率化学动力学化学热力学反应进行的快慢、条件、机理化学反应的现实性反应能否发生化学反重要的理论意义和实际应用石墨金刚石2000K、6万大气压NO+CON2+CO2？条件反应进行彻底医学领域：判断生物体内的许多化学反应能否发生？体内物质代谢过程中能量的转化和利用等化工领域：重要的理论意义和实际应用石墨二、状态和状态函数1.状态2.状态函数（statefunction）——即确定体系热力学状态的物理量如：p，V，T，n，ρ（密度），U（热力学能或内能），H（焓），S

（熵），G（自由能）等。二、状态和状态函数1.状态2.状态函数（statefunc（1）一个体系的某个状态函数的值改变，该体系的状态就改变了（1）一个体系的某个状态函数的值改变，

殊途同归例：始态T1

298K→

350KT2

终态↓↑

520K→410K

途经1和途经2：△T=T2-T1

=350K–298K=52K状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关状态函数的特征殊途同归状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关状态广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。强度性质:另一些状态函数，如温度、密度等不具有加和性的性质。广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。三、热力学第一定律系统与环境之间的能量交换有两种方式，一种是热传递，另一种是做功。

热热（Q）与途径有关，不是状态函数。规定：系统从环境中吸热：Q>0（如无机盐溶于水）系统向环境中放热：Q<0（如酸碱中和反应）三、热力学第一定律热2.功在化学中的功有体积功、电功和表面功等，本章所研究的仅是体积功，不考虑非体积功，以W表示。功（W）与途径有关，不是状态函数。规定：环境对系统做功：W>0

系统对环境做功：W<02.功体积功的推导

体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做的功。W=-F×l=-p外×A×l=-p外ΔV体积功的推导体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做3.热力学能（内能）定义：指系统内一切能量的总和，以U表示。U是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。至今尚无法直接测量，只能测量U。U=U2–U13.热力学能（内能）ΔU=U2

–U1=Q+W4.热力学第一定律系统热力学能的变化量为：能量守恒状态IU1封闭系统：状态IIU2系统从环境中吸热Q环境对系统做功WΔU=U2–U1=Q+W4.热力学第一定律四、化学反应的热效应和焓

1、化学反应的热效应是指当反应始态与反应终态的温度相同时，化学反应过程中所吸收或放出的热量。化学反应的热效应一般称为反应热，通常考虑恒压反应热Qp。在恒压、不做非体积功的条件下：W=-pΔV=-p(V2–V1)，Q=QP

，ΔU=U2–U1=QP-p(V2–V1)，QP=(U2+pV2)-(U1+pV1)，令H=U+pV，H是状态函数则：ΔH=H2–H1=Qp（恒压反应热）四、化学反应的热效应和焓在恒压、不做非体积功的条件下：♥

H=U+pV是热力学函数;♥由于H是状态函数U、p、V的组合，所以焓H也是状态函数。♥焓变ΔH

：吸热反应（endothermic），ΔH

>0

放热反应（exothermic），

ΔH<02.焓（enthalpy）

焓变为化学或物理过程中吸收或放出的热量,即过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差。ΔH=H2

–H1♥H=U+pV是热力学函数;2.焓（enthC(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ.mol-1△rHm三、热化学方程式ΔH+吸热反应ΔH-放热反应1.定义：表示化学反应与反应热关系的方程式称为热化学方程式。例：（一）热化学方程式C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5“r”代表化学反应（reaction）“m”代表1摩尔进度反应“”代表热力学标准态（298）代表热力学温度（K）

的含义：标准摩尔焓变H2(g)+½O2(g)=H2O(l)“r”代表化学反应（reaction）“”

物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物质的状态。

气体：

溶液：固体和纯液体：T,p

p

=100kPa溶质B,bB=b=1mol·kg-1或

cB=c=1mol·L-1T,p下，纯物质物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物质的状态2.热化学方程式的书写要求⑴要注明反应的温度和压力⑵要注明物质的状态固体s(solid）液体l(liquid）气体g(gas）水溶液aq(aqueoussolution）⑶反应热与计量系数有关H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)½H2(g)+½Cl2(g)=HCl(g)2.热化学方程式的书写要求⑴要注明反应的温度和压力例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

=-92.38kJ.mol-1

2NH3(g)=N2(g)+3H2(g)

=92.38kJ.mol-1

△rHm△rHm△H正

=-△H逆(4)正逆反应的反应热的数值相等而符号相反。例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)四、HeSS定律和反应热的计算

CA

（始态）

B（终态）△rHm=？△rHm(2)

△rHm(1)

途径一：AB途径二：ACB

不管化学反应是一步完成的，还是分几步完成的，该反应的热效应相同。四、HeSS定律和反应热的计算C（一）由已知的热化学方程式计算反应热一个反应若能分解成2步或几步实现，则总反应的H等于各分步反应H值之和。例如：

(1)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ/mol(2)CO(g)+O2(g)=CO2(g)=-283.0kJ/mol(3)C(石墨)+O2(g)=CO(g)=?反应(3)=反应(1)–

反应(2)=–=-110.5kJ/mol（一）由已知的热化学方程式计算反应热一个反应若能分解成2AB△rH＝HB－HAH绝对值不可测定义物质的焓值：即规定稳定单质的焓值为0，各化合物以单质为参照物得到相对焓值（生成焓），利用这些相对焓值求各反应的焓变即△rH＝HB－HA=HB（相对）－HA（相对）

（二）由标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyofformation）计算反应热AB△rH＝HB－HAH绝对值不

定义：在标准状态下(100kPa，TK),由稳定单质生成1摩尔的某物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，符号，f代表生成(formation)单位：kJ.mol-1.△fHm△fHm

ө(T)=0kJ·mol-1例如：C（s,石墨）

的△fHm

ө

为0处于标态下的各元素所指定最稳定单质的标准生成焓为0标准摩尔生成焓（热）定义：在标准状态下(100kPa，TK),由稳定单质例：①C金刚石

+O2（g）

=CO2(g)

=-395.4kJ.mol-1△rHm(1)

C（石墨）

+O2（g）

=CO2(g)

=-393.5kJ.mol-1

△rHm(2)

△fHm(CO2)

==-393.5kJ.mol-1△rHm(2)

例：①C金刚石+O2（g）=CO2(g)△r△fHm(NH3)

==-46.19kJ.mol-1△rHm(4)

③N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)△rHm(3)

=-92.38kJ.mol-1④1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)

△rHm(4)

=-46.19kJ.mol-1△fHm(NH3)==-根据Hess定律=(产物)-(反应物)利用物质的计算反应的△rHm△fHm根据Hess定律=(产物)-(反应物)利用物质的解：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)查-74.890-393.5-285.8kJ.mol-1△rHm例：计算下列反应的=-393.5+2(-285.8)-(-74.89)=-890.21kJ.mol-1

△rHm解：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2

2.

查出数据后计算时要乘以反应方程式中物质的系数。

1.

查△fHm的值时要注意各物质的聚集状态。状态不同△fHm值不同，并要注意正负号。

3.

近似认为△rHmθ(T)

＝△rHmθ(298.15Ｋ)注意2.查出数据后计算时要乘以反应方程式中物质

在热化学标准状态下，1mol某物质完全燃烧时的标准摩尔反应焓称为该物质的标准摩尔燃烧热。

标准摩尔燃烧热（standardmolarheatofcombustion

）(三)由标准摩尔燃烧热计算反应热△cHm

下标：c

——燃烧

m——1mol上标：——标准状态单位：

kJmol-1

完全燃烧：物质中的H、C、S、N、Cl经燃烧后其产物是H2O(l)、CO2(g)、N2(g)、SO2(g)、HCl(aq)在热化学标准状态下，1mol某物质完标准摩尔燃烧热（利用物质的计算△cHm△rHm△rHm

=∑(n)反△cHm-∑(n)产△cHm利用物质的计算△cHm△rHm△rHm=∑例

C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g)

解：–1411-286-1560kJ.mol-1△rHm

=-1411+（-286）-（-1560）=-137(kJ.mol-1)例C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g标准摩尔燃烧焓:以燃烧终产物为参照物的相对值标准摩尔生成焓:以各种单质为参照物的相对值二者既有区别又有联系例如:H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)则△rHmθ=△fHmθ(H2O,l)=-285.8kJ/mol△rHmθ=△cHmθ(H2,g)=-285.8kJ/mol1mol某物质完全燃烧（氧化）时的反应热由稳定单质生成1摩尔的某物质时的反应热标准摩尔燃烧焓:以燃烧终产物为参照物的相对值标准摩尔生成焓:试判断下列结论是否正确？并说明理由。

C(石墨

)+1/2O2(g)

CO(g),

=110.5kJmol-1

∴

C(石墨)

=CO(g)=

=110.5

kJmol-1

不正确，因为CO不是石墨完全燃烧的产物。试判断下列结论是否正确？并说明理由。第六章化学反应热及化学反应的方向和限度第六章化学反应热及化学反应的主要内容6.1热力学系统和状态函数6.2能量守恒和化学反应热6.3熵和Gibbs自由能6.4化学反应的限度和平衡常数主要内容6.1热力学系统和状态函数重难点:

焓变、自由能、反应自发性判据重难点:焓变、自由能、反应自发性判据反应进行的快慢、条件、机理化学反应的现实性反应能否发生及反应的限度化学反应的可能性化学反应中能量的变化化学反应速率化学动力学化学热力学反应进行的快慢、条件、机理化学反应的现实性反应能否发生化学反重要的理论意义和实际应用石墨金刚石2000K、6万大气压NO+CON2+CO2？条件反应进行彻底医学领域：判断生物体内的许多化学反应能否发生？体内物质代谢过程中能量的转化和利用等化工领域：重要的理论意义和实际应用石墨二、状态和状态函数1.状态2.状态函数（statefunction）——即确定体系热力学状态的物理量如：p，V，T，n，ρ（密度），U（热力学能或内能），H（焓），S

（熵），G（自由能）等。二、状态和状态函数1.状态2.状态函数（statefunc（1）一个体系的某个状态函数的值改变，该体系的状态就改变了（1）一个体系的某个状态函数的值改变，

殊途同归例：始态T1

298K→

350KT2

终态↓↑

520K→410K

途经1和途经2：△T=T2-T1

=350K–298K=52K状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关状态函数的特征殊途同归状态函数的变化只取决于始态和终态，而与途经无关状态广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。强度性质:另一些状态函数，如温度、密度等不具有加和性的性质。广度性质:有些状态函数，如物质的量、质量等具有加和性。三、热力学第一定律系统与环境之间的能量交换有两种方式，一种是热传递，另一种是做功。

热热（Q）与途径有关，不是状态函数。规定：系统从环境中吸热：Q>0（如无机盐溶于水）系统向环境中放热：Q<0（如酸碱中和反应）三、热力学第一定律热2.功在化学中的功有体积功、电功和表面功等，本章所研究的仅是体积功，不考虑非体积功，以W表示。功（W）与途径有关，不是状态函数。规定：环境对系统做功：W>0

系统对环境做功：W<02.功体积功的推导

体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做的功。W=-F×l=-p外×A×l=-p外ΔV体积功的推导体积功：指由于系统体积发生变化而与环境之间所做3.热力学能（内能）定义：指系统内一切能量的总和，以U表示。U是状态函数，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。至今尚无法直接测量，只能测量U。U=U2–U13.热力学能（内能）ΔU=U2

–U1=Q+W4.热力学第一定律系统热力学能的变化量为：能量守恒状态IU1封闭系统：状态IIU2系统从环境中吸热Q环境对系统做功WΔU=U2–U1=Q+W4.热力学第一定律四、化学反应的热效应和焓

1、化学反应的热效应是指当反应始态与反应终态的温度相同时，化学反应过程中所吸收或放出的热量。化学反应的热效应一般称为反应热，通常考虑恒压反应热Qp。在恒压、不做非体积功的条件下：W=-pΔV=-p(V2–V1)，Q=QP

，ΔU=U2–U1=QP-p(V2–V1)，QP=(U2+pV2)-(U1+pV1)，令H=U+pV，H是状态函数则：ΔH=H2–H1=Qp（恒压反应热）四、化学反应的热效应和焓在恒压、不做非体积功的条件下：♥

H=U+pV是热力学函数;♥由于H是状态函数U、p、V的组合，所以焓H也是状态函数。♥焓变ΔH

：吸热反应（endothermic），ΔH

>0

放热反应（exothermic），

ΔH<02.焓（enthalpy）

焓变为化学或物理过程中吸收或放出的热量,即过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差。ΔH=H2

–H1♥H=U+pV是热力学函数;2.焓（enthC(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ.mol-1△rHm三、热化学方程式ΔH+吸热反应ΔH-放热反应1.定义：表示化学反应与反应热关系的方程式称为热化学方程式。例：（一）热化学方程式C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5“r”代表化学反应（reaction）“m”代表1摩尔进度反应“”代表热力学标准态（298）代表热力学温度（K）

的含义：标准摩尔焓变H2(g)+½O2(g)=H2O(l)“r”代表化学反应（reaction）“”

物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物质的状态。

气体：

溶液：固体和纯液体：T,p

p

=100kPa溶质B,bB=b=1mol·kg-1或

cB=c=1mol·L-1T,p下，纯物质物质的标准态:在100kPa、指定温度下该物质的状态2.热化学方程式的书写要求⑴要注明反应的温度和压力⑵要注明物质的状态固体s(solid）液体l(liquid）气体g(gas）水溶液aq(aqueoussolution）⑶反应热与计量系数有关H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)½H2(g)+½Cl2(g)=HCl(g)2.热化学方程式的书写要求⑴要注明反应的温度和压力例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

=-92.38kJ.mol-1

2NH3(g)=N2(g)+3H2(g)

=92.38kJ.mol-1

△rHm△rHm△H正

=-△H逆(4)正逆反应的反应热的数值相等而符号相反。例：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)四、HeSS定律和反应热的计算

CA

（始态）

B（终态）△rHm=？△rHm(2)

△rHm(1)

途径一：AB途径二：ACB

不管化学反应是一步完成的，还是分几步完成的，该反应的热效应相同。四、HeSS定律和反应热的计算C（一）由已知的热化学方程式计算反应热一个反应若能分解成2步或几步实现，则总反应的H等于各分步反应H值之和。例如：

(1)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ/mol(2)CO(g)+O2(g)=CO2(g)=-283.0kJ/mol(3)C(石墨)+O2(g)=CO(g)=?反应(3)=反应(1)–

反应(2)=–=-110.5kJ/mol（一）由已知的热化学方程式计算反应热一个反应若能分解成2AB△rH＝HB－HAH绝对值不可测定义物质的焓值：即规定稳定单质的焓值为0，各化合物以单质为参照物得到相对焓值（生成焓），利用这些相对焓值求各反应的焓变即△rH＝HB－HA=HB（相对）－HA（相对）

（二）由标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyofformation）计算反应热AB△rH＝HB－HAH绝对值不

定义：在标准状态下(100kPa，TK),由稳定单质生成1摩尔的某物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，符号，f代表生成(formation)单位：kJ.mol-1.△fHm△fHm

ө(T)=0kJ·mol-1例如：C（s,石墨）

的△fHm

ө

为0处于标态下的各元素所指定最稳定单质的标准生成焓为0标准摩尔生成焓（热）定义：在标准状态下(100kPa，TK),由稳定单质例：①C金刚石

+O2（g）

=CO2(g)

=-395.4kJ.mol-1△rHm(1)

C（石墨）

+O2（g）

=CO2(g)

=-393.5kJ.mol-1

△rHm(2)

△fHm(CO2)

==-393.5kJ.mol-1△rHm(2)

例：①C金刚石+O2（g）=CO2(g)△r△fHm(NH3)

==-46.19kJ.mol-1△rHm(4)

③N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)△rHm(3)

=-92.38kJ.mol-1④1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)

△rHm(4)

=-46.19kJ.mol-1△fHm(NH3)==-根据Hess定律=(产物)-(反应物)利用物质的计算反应的△rHm△fHm根据Hess定律=(产物)-(反应物)利用物质的解：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)查-74.890-393.5-285.8kJ.mol-1△rHm例：计算下列反应的=-393.5+2(-285.8)-(-74.89)=-890.21kJ.mol-1

△rHm解：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2

2.

查出数据后计算时要乘以反应方程式中物质的系数。

1.

查△fHm的值时要