天津大学无机化学第一章化学中的计量和质量关系2课件

第一章化学反应中的质量关系和能量关系第二节化学反应中的质量关系2023/2/71课件1-2-2化学计量数与反应进度化学计量数(ν)【读音[nju:]】

化学反应cC+dD=

yY+zZ移项0=-cC-dD+yY+zZ

令-c=νC、-d=νD、y=νY、z=νZ

规定，反应物的化学计量数为负，产物的化学计量数为正。

2023/2/72课件1-2-2化学计量数与反应进度化学计量数(ν)

因此，对任一化学反应cC+dD=

yY+zZ可得：0＝∑BB

ν

B可简化写出化学计量式的通式：0=νCC+νDD+νYY+νZZ

B——包含在反应中的分子、原子或离子νB——(物质)B的化学计量数【读音[nju:]】2023/2/73课件反应进度0＝∑

BB

ν

B对于化学计量方程式dξ=dnB/νB

nB——B的物质的量ξ的单位为mol，【读音[ksai]】

νB——为B的化学计量数改写为dnB=νB

dξ开始时ξ0=0,、nB=０

反应进度为ξ时：nB=νBξ

2023/2/75课件反应进度nB=νBξ即任一化学反应各反应物及产物的改变量(nB)均与反应进度(ξ)及各自的计量系数(νB)有关。2023/2/76课件例

反应：N2+3H2=2NH3N2、H2、NH3的化学计量数

ν(N2)=－1、ν(H2)=－3、ν(NH3)=2根据ξ＝nB/νB

可确定反应进度。n(N2)/moln(H2)/moln(NH3)/molξ/mol0000

-1/2

-3/21

1/2-1-321-2-6422023/2/77课件注意:同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦即νB不同），相同反应进度时对应各物质的量的变化会有区别。例如：当ξ=1mol时反应方程式

N2+H2=NH3N2+3H2=2NH3n(N2)/mol

-1/2-1n(H2)/mol

-3/2-3n(NH3)/mol

1212322023/2/79课件第二节结束

第一章化学反应中的质量关系和能量关系无机化学多媒体电子教案

2023/2/710课件第一章化学反应中的质量关系和能量关系第三节化学反应中的能量关系2023/2/711课件如：煤燃烧时放热；碳酸钙分解要吸热；原电池反应可产生电能；电解食盐水要消耗电能；镁条燃烧时会放出耀眼的光；叶绿素在光作用下使二氧化碳和水转化为糖类。

2023/2/713课件1-3-1基本概念和术语

体系和环境体系:研究的对象。环境:体系之外与体系有一定联系的其它物质或空间。体系环境物质能量体系敞开体系封闭体系孤立体系2023/2/714课件

状态和状态函数状态函数能表征体系特性的宏观性质称为状态函数如：物质的量、压力、体积、温度等。状态函数的特点(1)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。(2)体系状态发生变化时，各状态函数的改变量，只与始态和终态有关，与变化的途径无关。2023/2/715课件

功和热热(Q)：体系和环境之间因温度不同而传递或交换的能量的形式。功和热是体系的状态发生变化时，体系与环境之间传递或交换能量的两种形式。体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值功(W)：除了热之外，体系与环境之间其它的传递或交换能量的形式。功体积功:体系体积变化反抗外力所做的功非体积功:除体积功外的功，如电功环境对体系做功，W为正值；体系对环境做功，W为负值。[注意]单位均为J、kJ功和热不是状态函数2023/2/717课件

热力学能(以往称内能)

热力学能(U)——体系内部能量的总和。包括体系内分子的内动能、分子间相互作用能、分子内部能量，但不包括体系整体运动的动能和在外力场中的位能。由于体系内部质点的运动及相互作用很复杂，所以体系热力学能的绝对值无法测知。单位——J、kJ是状态函数U=U(终态)-U(始态)2023/2/718课件

在任何变化过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，能量总值不变。能量守恒定律——热力学第一定律封闭体系：始态(1)→

终态(2)

U=U2-U1=Q+W

热力学能的变化等于体系从环境吸收的热量加上环境对体系所做的功。2023/2/719课件

恒压反应热和反应焓变

恒压反应热:

化学反应在恒温恒压条件下进行，如果体系不做非体积功，此时的反应热称为该反应的恒压反应热。有气体参与的反应：反应始态(1)→反应终态(2)U=Qp+W=Qp-pV恒压反应热不等于体系热力学能的变化2023/2/721课件

反应焓变

U=Qp+W=Qp-pVU2-U1=Qp

-p(V2-V1)Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1)

焓:H=U+PV说明：（1）H无明确物理意义（2）H是状态函数（3）单位J、kJ

（4）绝对值无法测知Qp=H2-H1=H

2023/2/722课件

反应焓变

H=H2-H1=Qp

化学反应在封闭体系中、恒压条件下进行，如果体系不做非体积功：化学反应的焓变等于恒压反应热

吸热反应：Qp>0,

H>0

放热反应：Qp<0,

H<0

如：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)

H＝Qp=-571.66kJ·mol-1

H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l)

H＝Qp=-285.83kJ·mol-12023/2/723课件

热化学方程式注意：

1.注明反应的温度、压力等;2.注明各物质的聚集状态;3.同一反应,反应式系数不同,rHm不同;4.正、逆反应的Qp的绝对值相同,符号相反.

如:rHm=-241.82kJ·mol-1

H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)

298.15K100kPa

rHm=-483.64kJ·mol-1

2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)

HgO(s)→Hg(l)+O2(g)rHm=90.83kJ·mol-112Hg(l)+O2(g)→HgO(s)rHm=-90.83kJ·mol-1122023/2/725课件

赫斯(Hess)定律在恒温恒压或恒温恒容条件下，体系不做非体积功，则反应热只取决于反应的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。即化学反应的焓变只取决于反应的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。C(s)+O2(g)rHm

CO(g)+1/2O2(g)H1H2CO2(g)rHm=H1+H2应用赫斯定律可以计算难以测定或无法用实验测定的反应热。H1=rHm-H2=[(-393.51)-(282.98)]kJ·mol-1=-110.53kJ·mol-12023/2/726课件

标准摩尔反应焓变的计算化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓的总和。化学反应：cC+dD=yY+zZ(任一物质均处于温度T的标准态)rHm=[yfHm(Y)+zfHm(Z)]

-[cfHm(C)+dfHm(D)]rHm=νifHm(生成物)+νifHm(反应物)计算时，注意系数和正负号2023/2/729课件

计算时,注意系数和正负号

计算恒压反应:4NH3(g)+5O2(g)

→4NO(g)+6H2O(g)的rHm

例1解：4NH3(g)+5O2→4NO+6H2O(g)fHmΘ/kJ·mol-1-46.11

090.25-241.82rHmΘ=[4fHmΘ(NO,g)+6fHmΘ(H2O,g)]

-[4fHmΘ(NH3,g)+5fHmΘ(O2,g)]={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1=-905.48kJ·mol-12023/2/730课件

(rHm)3=2(rHm)2=-22.6kJ·mol-1反应rHm/kJ·mol-1序号2Cu2O(s)+O2(g)

→4CuO(s)-292１CuO(s)+Cu(s)

→Cu2O(s)-11.3２计算fHm(CuO,s)

例2解:(2)式×2=(3)式:2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s