第四章--化学反应与能源.ppt

第四章化学反应与能源§4.1热化学与能量转化§4.2化学反应的方向与限度§4.3化学平衡和反应速率§4.4氧化还原反应和能源的开发利用§4.1热化学与能量转化一、热力学能（U）的变化二、化学反应中的热力学能变化和焓变三、等容过程的热量Qv测定四、标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变一、热力学能（U）的变化热力学能又称内能，是系统内部所有各种运动能量的总和。热力学能的绝对值无法测定，但系统状态变化时热力学能的变化（△U）却可以确定。1.状态函数系统的状态由它的一系列物理量来确定，当这些物理量确定时，系统的状态确定。确定系统状态的物理量称为状态函数。热力学能是系统的状态函数。状态函数最重要的特点是它的数值仅取决于系统的状态，其变化值只与始态和终态有关，而与变化的具体途径无关。2.热和功热：体系和环境之间因温度的不同而被传递的能量，称为热，用Q表示。规定：体系吸热，即体系得到能量：Q?0体系放热，即体系失去能量：Q?0功：体系与环境之间除了热以外其它所有被传递的能量，称为功，用W表示。规定：体系对环境做功，体系失去能量，W?0环境对体系做功，体系得到能量，W?0功可分为体积功和非体积功。体积功：在反抗外力下，因体系体积变化而与环境交换的功；非体积功：除了体积功以外其它形式的功，如电功等。在化学反应中，主要涉及体积功。体积功的计算：如有一带活塞的气缸，其截面积为S，内有一定量的气体，设其在恒定外压下膨胀做功，活塞移动的距离为?l，则体积功为：W=－F??l=－p外S??l=－p外(V2－V1)=－p外?V注：因此时体系对环境做功，故为负。热和功是否为状态函数？由热和功的定义可知，热和功是系统变化过程中发生的，所以热和功不是状态函数。热和功的大小与变化的途径有关。3.热力学第一定律即能量守恒与转化定律：能量有各种不同的形式，它们之间可以相互转化，在转化过程中总能量保持不变。热力学第一定律的表达式：如有一体系由状态(1)?(2)，相应热力学能由U1?U2，在此过程中体系吸收的热量为Q，环境对体系所做的功为W。则：U2=U1+Q+W即：?U=Q+W例4.1某过程中，系统从环境吸收40kJ的热，对环境做功20kJ，求该过程中系统的热力学能变化。解：由热力学第一定律?U=Q+W=40－20=20kJ二、化学反应中的热力学能变化和焓变对化学反应，反应物是始态，生成物是终态。反应发生后，热力学能的变化以热和功的形式表现出来。反应热：系统发生化学变化后，生成物的温度回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量。1.恒容反应热Qv与热力学能变化?U恒容过程?V=0在不作非体积功时：体积功W=－p?V=0由热力学第一定律?U=Q+W?U=Qv2.恒压反应热Qp与焓变?H化学反应在恒压且只做体积功的条件下进行，该过程的反应热即恒压反应热。由热力学第一定律?U=Q+W=Qp+（－p?V）Qp=(U2+p2V2)－(U1+p1V1)令：H=U+pV该热力学函数称为“焓”则：Qp=H2－H1=?H?H称为焓变1）于U、p、V都是状态函数，则H也为状态函数，?H仅与始态及终态有关而与变化的途径无关；2）因U的绝对值无法确定，故H的绝对值也无法确定；3）由上式可知，等压反应热等于体系的焓变，因大多数化学反应是在等压条件下进行的（如在敞口容器中进行的反应），故通常就用?H表示反应的热效应。?H?0表示放热反应；?H?0表示吸热反应。3.热力学能变化?U和焓变?H的关系?U=Q+W恒压且只做体积功的条件下?U=Qp+W=?H－p?V1）当反应物和生成物都为固体或液体时，即无气体参加的反应，?V很小，则此时?H??U。2）对于有气体参加的反应，体系体积的变化取决于气体体积的变化。则p?V=p(V2－V1)=(n2－n1)RT=(?n)RT式中?n为气体生成物物质的量的总和减去气体反应物物质的量的总和。例：在373K和101.3kPa下，2.0mol的H2和1.0mol的O2反应，生成2.0mol的水蒸气，总共放出484kJ的热量。求该反应的?H和?U。解：2H2(g)+O2