1.2 质量与能量守恒课件

第一节几个基本概念第二节化学反应中的质量守恒和能量守恒第三节化学反应进行的方向第五节化学反应速率第四节化学反应进行的程度—化学平衡★第一章化学反应基本规律

“在化学反应中，质量既不能创

通常用化学反应计量方程表示这种系统。

B称化学计量数。0=

B

BB式转变为另一种形式。”造，也不能毁灭。只能由一种形通式：

一、化学反应质量守恒定律以合成氨反应为例：N2+3H2==2NH3可写为：0=

-N2-3H2+2NH3即：

N2+3H2==2NH3对于一般的反应：aA+bB==gG+dD其化学反应计量方程为：0=

B

BB其中

B的符号：a、b为负；g、d为正。

一、化学反应质量守恒定律热力学第一定律就是能量守恒定律在热力学过程中的具体表达形式。

“在任何过程中，能量既不能创造，ΔU=Q+W此即热力学第一定律，通常表示为：也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。”二、热力学第一定律系统的状态是指描述该系统的性质的综合。(1)对一系统，各种性质都有确定数性质也必都有确定的值。当系统状态已确定时，该系统的各种值，该系统的状态便被确定；反之，以一个CO2气态系统为例：1.状态与状态函数

这些物理量T、

p、V、

n都有了确定的数值，这个气态系统的状态便确定了。CO2表示系统性质的物理量X

称状态函数。此系统的温度——T=323.15K此系统的压力——p=101325Pa此系统的体积——V=500mL此系统中CO2的物质的量——n=0.018mol1.状态与状态函数(2)在系统状态变化时，状态函数的

X

=X2-X1即：变化途径无关。改变量只与系统的始、末态有关，而与途径1途径2H2O1atm1.0mol,273K状态1H2O1atm1.0mol,373K状态2H2O1atm1.0mol,323K状态3状态函数的特点2.热力学能即内能—系统内部能量的总和。

符号：U

，其值与n

成正比。无绝对数值；U

是状态函数；单位：kJ(注:Um单位—kJ·mol-1);

热力学能包括分子的平动能和分子间相互作用的势能;分子的转动能、振动能、电子结合能、原子核能等等。*

热热力学中将能量交换形式分为热和功。

热是系统与环境因温度不同而传递的

符号：Q

，系统放热：Q<0系统吸热：Q

>0

；Q不是状态函数；单位：J或kJ；能量。热系统作功功系统与环境交换能量的另一种形式—功★功分为：体积功W非体积功W′(如电功、表面功)△hAFW=FΔh=p(环境)

AΔh=p(环境)ΔV★单位：kJ。

★W不是状态函数；★系统对环境作功:W

<0;★环境对系统作功:W>0。F(W=-p(环境)ΔV)

∴考虑到功的符号，W=-p(环境)ΔV

变到状态2,热力Q>0W<0ΔU=Q+W

从环境吸一封闭系统1，热力学能U1，对环境做功W，则有：(ΔU=U2-U1)收热Q，学能U2热力学第一定律数学表达式U1U2

化学反应系统与环境进行能量交换的主要形式是热，称反应热或反应热效应。

通常把只做体积功，且始态和终态具有根据反应条件的不同，反应热又可分为：三、化学反应的反应热反应热。相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做

V2

=V1

ΔV=0

∵

ΔU=Q

+W

∴ΔU

=Q

–p(环境)ΔV=QV1.定容过程反应热2.

定压过程反应热Qp

由于p2

=p1=p=p环境

又∵ΔU=Q-p(环境)ΔV∴Qp

=ΔU+pΔV上式Qp

=ΔU+pΔV可化为：3.焓此时，令：

H=U+pV称：焓则：Qp

=H2-H1=ΔH

即：

Qp=(U2+p2V2)-(U1+p1V1)

Qp=(U2-U1)+p

(V2-V1)

ΔH称焓变根据

Q正、负值的规定，有：

ΔH<0，Qp

<0

定压反应系统放热;

ΔH>0，Qp

>0定压反应系统吸热。H

是状态函数；单位：J或

kJ(注:Hm单位—kJ·mol-1)。

其值与n

成正比；无绝对数值；符号：H

；3.焓

化学反应的反应热（在定压或定容条件下）C(s)+O2(g)=CO2(g)

ΔrH1C(s)+O2(g)=CO(g)

ΔrH2CO(g)+O2(g)=CO2(g)

ΔrH3ΔrH2=ΔrH1–ΔrH31.赫斯定律有：只与过程的始态或终态有关而与变化的途径无关。如：四、化学反应热的计算C(s)+O2(g)CO2(g)ΔrH1=Qp,1ΔrH3=Qp,3ΔrH2=Qp,2ΔrH2=ΔrH1–ΔrH3(即Qp,2=Qp,1–Qp,3)1.赫斯定律将上式写成通式：根据赫斯定律，若化学反应可以加和，则其反应热也可推理：任一化学反应可以分解为若干最基本的反应，这些反应的反应热之和就是该反应的反应热。(生成反应)生成ΔrH=∑iΔrHi以加和。赫斯定律A+B

=

ABΔH1;

C+D

=

CDΔH2;A+C

=

AC

ΔH3;

B+D

=

BD

ΔH4。即:ΔrH=∑iΔrHi则：

ΔH

=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2如：AB+CD==AC+BDΔH赫斯定律

因为Qp=ΔH，所以恒温恒压条件下的反应热可表示为反应的焓变:ΔrH(T);

反应系统的nB确定为1mol时,反应热称为反应的摩尔焓变:ΔrHm(T)；

标准摩尔焓变:ΔrHm(T)Ө2.标准摩尔焓变在标准状态下的摩尔焓变称反应的热力学关于标准态的规定（1）气体物质的标准态是在标准压力(p⊖

=

100.00kPa)时的(假想的)理想气体状态;（2）溶液中溶质B的标准态是:在标准压力p⊖

时的标准质量摩尔浓度b⊖

=1.0mol.kg-1(或c⊖

=1.0mol.dm-3),并表现为无限稀薄溶液时溶质B(假想)的状态;（3）液体或固体的标准态是:在标准压力p⊖

时的纯液体或纯固体。

指定温度T时由参考态元素生成1molB

时的标准摩尔焓变称标准摩尔生成焓。

其中,

C(石墨)为碳的参考态元素,O2(g)例如:C(石墨)+O2(g)→CO2(g)

ΔrHm(T)⊖ΔrHm(T)=ΔfHm⊖(CO2,g,T)⊖3.标准摩尔生成焓为氧的参考态元素,此反应是生成反应。所以此反应的焓变即是CO2(g)的标准摩尔生成焓：

参考态元素通常指在所讨论的温度和压力下最稳定状态的单质。也有例外,如:石墨(C)、白磷(P)、单斜(S)。依据：

DfHm(单质,最稳定状态)=0

参考态规定4.标准摩尔焓变的计算 以乙炔的完全燃烧反应为例:2C(石)+H2(g)

→C2H2(g)

ΔrHm1(T)=ΔfHm

(C2H2,T)ӨӨC(石)+O2(g)→CO2(g)

2ΔrHm3(T)=2ΔfHm

(CO2,T)ӨӨH2(g)+O2(g)→H2O(l)

ΔrHm4

(T)=ΔfHm

(H2O,l,T)ӨӨC2H2(g)+O2(g)

→2CO2(g)

+H2O(l)可将此反应分解为四个生成反应：O2(g)→O2(g)

ΔrHm2

(T)=ΔfHm

(O2,T)=0ӨӨ通式:根据赫斯定律：ΔrHm

(T)=ΣiΔfHmi(T)ӨӨΔrHm

(T)=ΣBνBΔfHmBӨӨ(T)有:ΔrHm=2ΔfHm3

+ΔfHm4

-ΔfHm1

-ΔfHm2

ӨӨӨӨӨ4.标准摩尔焓变的计算

注意Ө

(298.15K)是热力学基本数据，可查表。单位：kJ.mol-1ΔfHmB1ΔrHm

(T)≈ΔrHm(298.15K)；ӨӨ2Ө

如：ΔfHm

(O2,g)=0

C(石墨)、H2(g)、O2(g)皆为参考态元素。参考态元素的标准摩尔生成焓为零。3

在进行计算时B的化学计量数νB

不可忽略。

4计算乙炔完全燃烧的标准摩尔焓变。C2H2(g)+O2(g)→2CO2(g)+H2O(l)解：ΔfHmB(T)Ө226.730

－393.51－285.83ΔrHm

(T)=ΣBνBΔfHmBӨ(T)Ө根据:ΔrHm

(T)Ө={2×(-393.51)+(-285.83)kJ·mol-1}

+{(-1)×226.73+0}kJ·mol-1=-1299.58kJ·mol-1例题燃烧—燃料与氧的化合反应。燃烧焓—在标准状态下，指定温度T时，单位：kJ·mol-1焓变，即为物质B的标准摩尔5.燃烧焓的计算1mol物质B完全燃烧反应的摩尔燃烧焓(热)。符号：ΔcHm,B(T)Ө完全燃烧—可燃物分子中各元素都变成最如：C→CO2

H2→H2OS→SO2化学反应的焓变与燃烧焓有如下关系:完全氧化产物或不可燃的物质的Ө

ΔcHm,B(T)=0稳定的氧化物。P→P2O5

N2

ΔrHm(T)=-ΣBνBΔcHm(T)ӨӨ5.燃烧焓的计算C(s)+O2(g)→CO2(g)

(298.15K)=-393.5kJ·mol-1

ΔcHm(C,s)ӨS(s)+O2(g)→SO2(g)(298.15K)=-296.83kJ·mol-1ΔcHm(S,s)ӨΔcHm(SO2,g)=0ӨΔcHm(CO2,g)=0Ө5.燃烧焓的计算求反应：

(COOH)2(l)+2CH3OH(l)→(COOCH3)2(l)+2H2O(l)ӨΔrHm={(–246.05)+2×(–726.64)–(–1677.78)}kJ·mol–1=–21.55kJ·mol–1已知:ΔcHm(CH3OH,l)=–726.64kJ·mol–1ӨΔcHm{(COOCH3)