学习要求初步了解内能焓等状态函数的物理意义了市公开课金奖市赛课一等奖课件

学习要求：1．初步理解内能、焓等状态函数物理意义；2．理解化学改变过程中热效应、恒容反应热和恒压反应热概念；会写热化学方程式；3．会进行相关反应热普通计算（用盖斯定律、原则摩尔生成焓计算）；

第2章化学反应中能量关系

第1页第1页2.1.1体系和环境2.1热力学术语和基本概念一、体系：人为划分出来研究对象1．敞开体系；2．封闭体系；3．孤立体系。二、环境：在体系周围和体系密切相关就是环境第2页第2页2.1.2过程和路径（processandrood）一、体系状态发生改变，从始态到终态，我们说体系经历了一个热力学过程，简称过程：典型过程:l等温过程ΔT=0（T始=T终）l等压过程ΔP=0（压力恒定）l等容过程ΔV=0（体积恒定）l绝热过程Q=0l可逆过程指某一过程，该过程发生后，又能恢复原状而对环境无任何影响。二、完毕一个过程所经历详细环节称为路径。一个过程可由许多路径来实现，但无论经历哪种路径，状态函数改变量是相同。第3页第3页一、状态：

表征体系性质物理量所拟定体系存在形式。由p、V、T、n等物理量所拟定下来体系存在形式称为体系状态二、状态函数：拟定体系状态物理量称为状态函数三、状态函数特点：状态函数只与体系始态和终态相关，而与改变过程无关p、V、T、n2.1.3状态及状态函数第4页第4页

2.1.4热和功1.热：体系与环境之间因温度不同而互换或传递能量称为热；表示为Q。要求：体系从环境吸热时，Q为正值；体系向环境放热时，Q为负值。2.功：除了热之外，其它被传递能量叫做功;表示为W。要求：环境对体系做功时，W为正值；体系对环境做功时，W为负值。

第5页第5页

2.1.5内能一、热力学能(内能)

1.热力学能：体系内部一切能量总和称为体系热力学能(U)。包括分子运动动能，分子间位能以及分子、原子内部所蕴藏能量。＊U：①绝对值无法拟定；②体系状态发生改变时，体系和环境有能量互换，有热和功传递，因此可拟定体系热力学能改变值。第6页第6页2.1.6能量守恒定律文字叙述：自然界一切物质都含有能量，能量有各种不同形式，它能够从一个形式转化为另一个形式，从一个物质传递给另一个物体，而在转化和传递过程中能量总数量保持不变，也叫它能量守恒定律。数学表示式∆U=Q+W内能（U）：，指体系内一切能量总和（包含体系内各种物质分子或原子位能、振动能、转动能、平动能、电子能量以及核能等等），∆U指内能改变量。第7页第7页

定义：化学反应在一定条件下（等温等压或等温等容）进行时所放出或吸取热叫做反应热效应，简称热效应或反应热。研究化学反应中热量与其它能量改变定量关系学科叫做热化学。2.2.1恒容反应热QV即在恒容过程中进行反应反应热。由于恒容，△V=0，W=0，△U=

QV+W=

QV恒容过程中，体系所吸取热量所有用于增长体系内能，体系放出热量所有来自于体系内能减少。2.2

化学反应中能量改变第8页第8页2.2.2

恒压反应热QP与焓

若体系压力在改变过程中始终保持不变，即P1=P2=P环、ΔP=0。如敞开体系，反应只做膨胀功，则ΔU=QP+WQP=ΔU-W=U2－U1＋P（V2－V1）=U2＋P2V2－（U1＋P1V1）…①U、P、V为状态函数，则其组合U＋PV必是状态函数，我们给这个新状态函数叫做焓，用H表示，定义：

H=U＋PV则①式化简为QP=H2－H1=ΔH在等压过程中，体系吸取热量所有用来增长体系焓，体系放出热量所有来自于体系焓减少。第9页第9页①通常所指反应热，若没尤其阐明，都指恒压反应热QP，均用ΔH来表示。即以后均用ΔH来代表QP，②等压下，ΔH与ΔU间关系式为：ΔH=ΔU＋PΔV当反应物与产物都处于固态or液态时，ΔV很小，可忽略，ΔH=ΔU当有气体参与反应（有气体生成或有气体参与反应）时，PΔV=ΔngRTΔH=ΔU＋ΔngRT，Δng=∑B

③作为反应，可将产物看作终态，反应物当作始态，则反应焓变：ΔH=ΣH产物－ΣH反应物当H反应物<H产物，QP=ΔH>0，反应吸热，称为吸热反应。当H反应物>H产物，QP=ΔH<0，反应放热，称为放热反应。第10页第10页④温度对化学反应焓变有影响，但影响较小，近似计算时常忽略不计我们研究化学反应普通都在常压（P0）下进行，为研究以便，化学上要求了物质原则态：指原则压力P0为105下纯物质状态。反应中各物质处于原则态时焓变，称为原则焓变，用ΔrHT0或ΔHT0表示。“0”表原则态，“T”表温度（原则态未时对温度作定）。如T=298k即反应在298k（250c）时原则焓变，就记为ΔrH0298或简记为ΔrH0。第11页第11页2.2.3热化学反应方程式表示化学反应与热效应关系式子叫做化学方程式。书写时，应注意下列几点：1、注明反应温度和压力，若T=298k、压力为P0，可不注明。2、注明物态or浓度，气态以“g”、液态以“l”、固态以“s”、水溶液以“aq”表示，若物质有几种晶型，应明确注明是哪种。3、注明各物质量。4、配平方程式，由于ΔH与物质量相关。5、正反应热效应数值相等，符号相反第12页第12页定义：一个物质原则生成热是在1.01×105Pa和指定温度下，由最稳定单质生成一摩尔该物质等压热效应。并要求在原则状态下最稳定单质生成热为零，惯用是298K数据。用符号fHm表示。如：H2(g,101.3kPa)+0.5O2(g,101.3kPa)===H2O(l)rH298=-285.8kJ·mol-1那么H2O(l)生成热(fH)就是-285.8kJ·mol-12.2.4生成焓第13页第13页２.２.５化学热力学应用

H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l)rH=-285.8kJ·mol-1

若分步:

①H2(g)===2H(g) rH1=+431.8kJ·mol-1

②0.5O2(g)===O(g) rH2=+244.3kJ·mol-1

③2H(g)+O(g)==H2O(g) rH3=-917.9kJ·mol-1

④H2O(g)===H2O(l) rH4=-44.0kJ·mol-1

───────────────────总:H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l)rH总=-285.8kJ·mol-1

一、盖斯定律1840年盖斯在总结了大量试验结果基础上，提出一条规律：在恒压或恒容条件下，一个化学反应无论是一步完毕或分几步完毕，其热效应总是相同。如：第14页第14页第15页第15页二、化学热力学应用

１.利用盖斯定律，能以便地计算一些难以直接测量或主线无法测量反应热。例:C在不充足O2中燃烧，同时有两个反应发生：（1）

C（石墨）＋1/2O2（g）=CO(g)（2）

C（石墨）＋O2（g）=CO2(g)氧气充足，只好CO2（g），已测得：C（石墨）＋O2（g）=CO2（g）ΔH3０=-393KJ·mol-1CO（g）＋1/2O2（g）=CO2（g）ΔH2０=-283KJ·mol-1求反应（1）ΔH1０。第16页第16页解：三个反应关系用图表表示下列：CO（g）＋1/2O2（g）

ΔH1０ΔH2０C（石墨）＋O2（g）ΔH3０CO2（g）据盖斯定律：ΔH3０=ΔH1０+ΔH2０C（石墨）＋O2（g）=CO2（g）ΔH3０=－393KJ.mol-1CO（石墨）＋1/2O2（g）=CO2（g）ΔH2０=－283KJ.mol-1－）C（石墨）＋1/2O2（g）=CO（g）ΔH1０=－110KJ.mol-1

第17页第17页

例2A+B=2CΔH1=a，则C=1/2B+AΔH2=？2.由原则摩尔生成焓计算

ΔrHm0=Σ

νiΔfH0m.i（产物）－Σ

νiΔfH0m.i（反应物）

=Σ

νBΔfH0m.B

反应aA＋bB=eE＋dD.则在p0下和298k时，ΔrH0m=[dΔfH(D)＋eΔfH(E)]－[aΔfH(A)＋bΔfH(B)]例:计算反应