普通化学 大化学第一章.ppt

2003-3-10 贵州大学化工学院 教学基本要求 主要内容 §1-3 能源及其有效与清洁利用 1.1.2反应热的测量 1.反应的热效应 化学反应时所放出或吸收的热称为反应的热效应，简称反应热。 反应热一般可用测定一定组成和质量的某种介质（如溶液或水）的温度的改变，再用下式求得 q＝－csms(T2-T1)＝－csms△T =－CS△T 2.测量反应热的步骤 1）准确称量反应物(固态或液态）装入钢弹内，通入氧气，密封; 2）将钢弹安放在一钢质容器中，向容器内加入足够的已知质量的水，使钢弹淹没，钢弹与环境绝热; 3）精确测定系统的起始温度(T1); 4）电火花引发反应，测量系统(包括钢弹及内部物质、水和金属容器等)的终态温度(T2)。 3 ?测量装置 氧弹式量热计 (calorimeter) ∑C叫做量热计常数（calorimeter constant）为弹液(如水)和热量计部件(如杯体，钢弹,温度计,搅拌棒和引燃丝等)热容之和.(例如盛水2000g的弹式热量计的常数为10.1 kJ·K-1) 4.计算： q＝-{q(H2O)+qb}＝-{C(H2O)△T+Cb△T}＝-∑C·△T 弹式量热剂中环境所吸收的热可分为两部分：主要的部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹部件所吸收的，前一部分的热以q(H2O)表示，则 后一部分热以qb表示，若钢弹部件的总热容以Cb表示，则 则系统的反应热为 注意： 1）反应热与反应进度之比，即等于摩尔反应热 2）弹式量热计（在密闭容器中）测得的是定容反应热qv，而在敞口容器中或在火焰热量计中测得的是定压反应热qp。一般来说“实测的反应热”均指定容反应热qv，而反应热均指定压反应热qp。 1.2反应热的理论计算 1.2.1热力学第一定律 1.热力学第一定律：在任何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，在转化过程中能量的总值不变，这就是能量守恒定律，又称能量守恒与转化定律。 将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。 2 热力学能 即内能—系统内部能量的总和。包括平动能、 振动能、转动能、分子间势能、电子运动能等。 符号U，单位kJ·mol-1 热力学能是状态函数。 3 热 符号：q ，单位：kJ；q不是状态函数； 系统吸热：q > 0 ；系统放热：q < 0 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能量。是微粒无序运动而传递的能量 4 功：系统与环境交换能量的另一种形式—功。微粒有序运动而传递的能量 功分为：体积功 W (W=-pΔV)；(w=F×ΔS=p×m×ΔS=p×ΔV) 非体积功 W′。 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。 q > 0 W < 0 ΔU = q + W 5 热力学第一定律数学表达式 一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收热q，对环境做功W，变到状态2,热力学能U2，则有： 1.2.2 化学反应的反应热与焓 通常把只做体积功，且始态和终态具有相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做反应热。根据反应条件的不同，反应热又可分为定容反应热和定压反应热两种。 1. 定容反应热 在恒容、不做体积功的条件下 根据热力学第一定律： 此式表明，定容反应热全部用于改变系统的热力学能，或说定容反应热等于系统热力学能的增量。 2. 定压反应热 在恒压，只做体积功条件下， 根据热力学第一定律： 3. 焓 上式可化为： <0， <0 恒压反应系统放热; >0， >0 恒压反应系统吸热。 是焓的增量，称为焓变 4. 与 的关系与盖斯定律 恒温、恒压过程和恒温、恒容过程的热力学可认为近似相等，即 由上面两式可得出同一反应的 与 的 关系为 式中△V为恒压过程的体积变化。对于液态和固态的系统△V≈0 所以 对于有气态物质参与的系统，△V是由于各气体的物质的量发生变化引起的。若任一气体的物质的量变化为△n(Bg),则由于各种气体的物质的量的变化引起系统的体积变化： 根据 ，故 等式两边均除以反应进度 ，即得化学反应摩尔定压热与摩尔定容热之间的关系式。 或 式中 为反应前后气态物质化学计量数的变化，对反应物ν取负值，对生成物ν取正值。 盖斯定律：在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化途径无关。 利用已精密测定的反应热数据来求算难以测定的反应热。例如：已知