第一章气体及热化学方程

第一章气体及热化学方程1.1气体1.1理想气体状态方程

1.理想气体模型：假设的气体，把任何压力和温度下都严格遵守理想气体基本定律的气体成为理想气体。特征：（1）分子本身不占体积。（2）分子之间无作用力。适应范围：一般情况下适应范围为，压力不高于几百千帕乃至几千个千帕,适合理想气体状态方程。

2.理想气体状态方程式及推导出的公式

PV=nRT

推导出的公式：∵n=m/M∴PV=m/MRT

进一步可得到：

ρ=PM/RT

特别强调各物质的量的单位。3.混合气体分压定律（1）理想气体状态方程不仅适用于单一纯净气体，也适用于混合物，如空气中的O2N2

Ar.

（2）道尔顿分压定律，并会用公式表示之。（3）对比强调混合气体中任何一种气体满足PiV=nRT

（4）判断正误。（5）讨论恒温、恒压，加入惰性气体，平衡将如何移动。

本次课小结：

了解气体的基本特性和理想气体的概念。

掌握理想气体状态方程式及其应用和计算。

明确摩尔气体常数R的意义。

注意各物质的量数值和单位。

理解混合气体中分压、摩尔分数的意义，

掌握道尔顿分压定律及其计算。

第二节化学反应的能量关系本节要求：了解热力学能的意义，了解H,rHm,rHm,fHm的意义。了解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关计算。掌握化学反应在标准状态下的rHm的计算。本节重点：运用盖斯定律进行计算。本节难点：热力学能、焓的意义及应用。2—1热力学基础知识

化工热力学——用热力学原理研究化学反应方向限度、能量转换规律。一、系统和环境系统：被研究的对象。环境：系统以外与系统相关的其它部分。系统分类：敞开系统：系统和环境间既有能量传递，又有物质传递。封闭系统：系统和环境间有能量传递，但无物质传递。隔离（孤立）系统：系统和环境间既无能量传递，又无物质传递。例：1、系统（研究的对象）—CuSO4晶体；环境—水、火、杯。

CuSO4溶解到水中—有物质传递，CuSO4吸热加快溶解—有能量传递，是敞开系统。

2、系统（研究的对象）—CuSO4晶体+水，环境—火、杯。系统和环境间有能量传递，但无物质传递，是封闭系统。

3、系统（研究的对象）—CuSO4晶体+水+火+杯，置于绝热器中，将绝热器外静态空气为环境，系统和环境间无能量传递，也无无物质传递，是隔离系统。二、系统的状态函数：1、状态：是系统的物理性质和化学性质的总和。（如：某气体，当其P=100kPa,T=301K,n=1mol,V=25L,即可说，该气体所处的状态为[P=100kPa，T=301K,n=1mol,V=25L]）。

特点：（1）系统的状态确定了，则系统的所有性质就都确定了。（2）若有一个（或多个）性质发生变化，则系统的状态也就改变了，改变前称为始态，改变后的状态称为终态。2、状态函数：热力学中用以说明系统状态的宏观物理量，称为状态函数。如：强度性质状态函数：T、P、CB、等（无加合性），

广延性质状态函数：n、m、V、U、H、S、等（有加合性）。

特点：（1）系统的状态一定，各种状态函数的值就都确定了。

（2）状态改变时，系统的状态函数也随之改变，其值只由系统的始、终态决定，而与变化的途径无关。（如由20°C30°C，可先升后降、或）

状态函数的特点概括为：异途同归，值变相等，周而复始则数值还原。三、过程和途径：1、过程：系统状态发生变化的经过称为过程。2、途径：完成某过程的具体路线和方式，称为途径。（常用表示途径，由始态指向终态。如：t=20C_等压，升温

t=30C可说，系统由t=20C的始态变化到t=30C终态的“过程”，是由等压、升温“途径”完成的。）3、过程分类：（1）定温过程（T1=T2=T环或T=0

）（2）定压过程（P1=P2=P环或p=0

）（3）定容过程（V1=V2或V=0）（4）绝热过程（Q=0）（5）

循环过程。特点：一切状函的改变值均为零。四、热和功：1、热

Q：是系统与环境间存在温度差而引起的能量传递。单位：J。

规定：系统从环境吸热为正，Q0；系统向环境放热为负，Q0。2、功W：在热力学中，除热以外的其他的能量传递形式称为功。单位：J

规定：系统从环境得功为正，W0；系统对环境做功为负，W0。

体积功：是系统体积变化所对外作的功。W体=－P外V

非体积功W非：电功、机械功、表面功等。

3、热和功都不是系统的状态函数。注意：不能说系统含有多少热和功，只能说系统在变化过程中做了功或吸收了热。温度高的物体可说具有较高能量，但不能说系统具有较高热量。热和功都不是系统的状态函数，所以，若途经不同，即使始、终态相同，热和功的值也不会相同（与状函的区别）；故不能设计途经计算热和功。五、热力学第一定律：1、热力学能U（内能）：系统内部一切能量的总和（分子平动能、转动能、振动能、位能、核能、键能等）。单位：J。

特点：热力学能U（内能）是系统的状态函数。状态一定时，热力学能U有确定值（U不能测）；热力学能的改变值U只与始、终态有关（U可计算）。2、热力学第一定律：即能量守恒与转化定律。3、热力学第一定律的数学表达式：U=Q+W

对封闭系统，若U1吸热Q、从环境得功WU2

则：U2=U1+Q+W

即：U=Q+W=Q+（W体+W非）=Q－p外V+W非（

注：因U=Q+W，故热和功的总和与途经无关。对敞开系统，上式不成立；对孤立系统，U=0）六、焓1、定容热QV：对封闭系统、W非=0、定容过程（V=0）：由U=Q－p外V+W非有：U=QV（此条件下，定容热QV与U数值相当，但性质不同）2、定压热QP：对封闭系统、W非=0、定压过程（p1=p2=p外）：由U=Q－p外V+W非有：U=QP－pV

U+pV=QP

（U+PV）=QP

定义：H=U+PV（H叫做系统的焓）则：H=QP

（此条件下，定压热QP与H数值相当，但性质不同）3、焓H：焓定义为H=U+PV

，是状态函数的组合，故焓H是状态函数。单位：J

焓的物理意义：在此条件下，系统吸收的热量完全用于增加系统的焓。

注意：(1)焓定义为H=U+PV，不能从H=QP

理解为“焓是系统的热量”、也不能理解为“QP是状态函数”（此条件下，QP与H数值相当，但性质不同）。

(2)虽然H=QP

是在封闭系统、W非=0、定压过程得出的，但焓是状态函数。

在任何过程中都可能有焓的变化，只是HQP

，需另行计算。

(3)焓及焓变主要用于定压条件下化学反应热效应的计算。2—2化学反应的热效应

一、化学反应热效应：大量化学反应是暴露在空气中进行的，可视为定压条件下进行。在热力学中，把反应物与产物温度相同、W非=0、定压条件下，化学反应吸收或放出的热量，称为化学反应热效应，或称反应热。由前所知，在此条件下，H=QP，

故化学反应热效应即为焓变rH

。（r—reaction）

二、热化学方程式：1、标准态：物质的热性质与所处状态有关，为方便比较，规定标准态为：

气体：温度T、标准压力p（p=100kPa）下的纯气体。混合气体的标准态指该气体的分压为p的状态。纯液体和纯固体：温度T、标准压力p的纯物质。溶液：温度T、标准压力p下，b=b（b=1mol·kg-1，稀的水溶液可为

c=1mol·L-1）的溶液。

2、化学反应的标准摩尔焓变：当T（K）、反应体系处于标准态时，反应的摩尔焓变称为T（K）时化学反应的标准摩尔焓变rHm，T。单位：kJ·mol-1

如：rHm称为298K时化学反应的标准摩尔焓变。（我国通常T取298K，可略写；其它温度，应注明。如：rHm300

）3、热化学方程式：表示化学反应与相应的摩尔焓变关系的方程式称为热化学方程式。如：

C（石墨）+O2（g）=CO2（g）H（298.15K）=－393.5kJ·mol-14、书写热化学方程式应注意的问题：明确写出化学反应的计量方程式；注明状态（g、s、l）；在方程式右侧写出rHm，注明T、p，（如rHm300k

；rHm(300k,500Pa）；rHm0，表

示吸热反应，rHm0，表示放热反应；（不要+Q、-Q）rHm值与书写化学方程式的计量系数有关，有加合性（方程式2，rHm2）.逆反应，数值相同、符号相反；可像代数方程一样运算（移项、同乘除、几式相加减等）；rHm称为298K时化学反应的标准摩尔焓变，但化学反应并非都能反应1mol，如可逆反应；现假定都能反应1mol，目的是使rHm有可比性。2—3热化学定律目的：计算难以测定的反应的热效应。一、标准摩尔生成焓：

目的：H的绝对值不可求，但可规定相对标准，则可由手册查值，计算rHm。1、标准摩尔生成焓：规定：在温度T（通常为298K）、标准态下，由最稳定单质生成1mol化合物或其它形式单质的反应热，称为该物质的标准摩尔生成焓

fHmT

。

(f——Formation）单位：kJ·mol-1

例如：C（石墨）+O2（g）=CO2（g）rHm=-393.51kJ·mol-1

是CO2（g）的生成反应，fHm（CO2，g）=-393.51kJ·mol-12、注意：最稳定单质是指在标准态下元素的最稳定状态，即常温常压下不会自动起变化的单质。如：最稳定单质：H2（g），O2（g），Br2（l），Na（s），C（石墨），P（白）不稳定单质：H2（l），O2（l），Br2（g），Na（g），C（金刚石），P（红）显然，按照定义，最稳定单质的fHm=0。常见的可记忆，其它查附录。

1mol：若由最稳定单质生成2mol化合物，rHmfHm=2fHm。

离子也有fHm，可查手册；fHm（H+）=0。3、由fHm计算rHm通式：对任一化学反应，由fHm计算rHm通式为：

rHm=BfHm（B）

=jfHm（产物）ifHm（反应物）

例：求CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2（g）+2H2O（l）rHm。

查：

fHm/kJ·mol-1-484.090-393.51-285.85

rHm=2fHm（CO2,g)+2fHm（H2O,g)fHm（CH3COOH,l)=2(-393.51kJ·mol-1)+2(-285.85kJ·mol-1)(-484.09kJ·mol-1)=-874.63kJ·mol-1

注意：fHm有正、负，计算时注意。温度对H有影响，但对化学反应的rHm影响可忽略。

二、热化学定律（盖斯定律）在定压或定容条件下，一个化学反应无论一步完成还是分几步完成，其反应的热效应总是相同的。是俄国化学家盖斯经大量实验总结出的规律。热力学依据：由第一定律知：定压时，H=QP

；定容时，U=QV；而H、U都是状态函数，只与反应的始、终态有关，而与分几步反应的途径无关。意义：对于难以测定的反应的热效应，可设计始、终态相同的其它可测、可查的途径代替计算。

注意：条件：定压或定容、W非=0、设计途径的始、终态与原反应相同。相同聚集态、相同晶型、相同条件的反应式才能相加减。可在反应式两侧同乘（除）某数，但rHm也应同乘（除）某数。例：已知298K、标准态下，下列反应的标准摩尔焓

(1)CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2（g）+2H2O（l）

rHm1=-871.5kJ·mol-1(2)C（石墨）+O2（g）=CO2（g）

rHm