上海交通大学：《大学化学》教学资源_授课课件_化学反应概述

·热力学： 第3章 化学反应概述 研究热和其他形式能量间的转换规律的科学 它研究某个体系发生变化时，引起体系的物 理量发生的变化。 等·化学热力学： 研究化学反应过程中能量转换与传递的科学。 上寿交通大学化学化工学限 3.2化学反应进行的方向 体系的分类： 3.2.1基本概念 (1)体系和环境(system Surroundings and surroundings) 我们的 研究对象 ·被研究的物质体系（对象） 称体系（系统）； 敞开体系 封闭体系 孤立体系 ·体系以外，与体系相联系 第3草 (open (closed (isolated system) system) system) 的部分称环境。 化学反应概 物质交换 有 无 无 能量交换 有 有 无 体系的性质 (2)状态和状态函数 (state and state function) 热力学变量 1.状态函数：决定体系热力学状态的物理量称 为状态函数，如温度、压力、体积、密度等。 ·量度性质（广延性质） 具有加和性，如V,m 2.状态：热力学平衡状态，热平衡、力学平衡、 相平衡、化学平衡。 第 ·强度性质 不具有加和性，如p,C 1

1 第3章 化学反应概述 上海交通大学化学化工学院 大学化学教研室 • 热力学: - 研究热和其他形式能量间的转换规律的科学， 它研究某个体系发生变化时，引起体系的物 理量发生的变化 第 3章化学反应概述 。 • 化学热力学: - 研究化学反应过程中能量转换与传递的科学。 3.2 化学反应进行的方向 3.2.1基本概念 （1）体系和环境（system and surroundings） 第 3章化学反应概述 • 被研究的物质体系（对象） 称体系（系统）； • 体系以外，与体系相联系 的部分称环境。 体系的分类： 我们的 研究对象 第 3章化学反应概述 敞开体系 (open system) 封闭体系 (closed system) 孤立体系 (isolated system) 物质交换 有 无 无 能量交换 有 有 无 研究对象 体系的性质 热力学变量 • 量度性质（广延性质） 第 3章化学反应概述 具有加和性，如V, m • 强度性质 不具有加和性，如ρ, C （2）状态和状态函数 （state and state function） 1. 状态函数：决定体系热力学状态的物理量称 为状态函数，如温度、压力、体积、密度等。 第 3章化学反应概述 2. 状态：热力学平衡状态，热平衡、力学平衡、 相平衡、化学平衡

两个例子 状态函数的特征 某气体 300K 350K △T=50K 300R 360R →350K △T=50K 350K A T=50K 状态一定值一定； 350K 300K △T=0K 始态 终态 改变量 殊途同归变化等： 第 周而复始变为零。 第水 298K +272K 348K △T=50K 298K +398K ·348K △T=50K 化学反 始态 终态 改变量 (3)过程和途径 (process and path) 热力学中常见的过程： A途径 等温过程：体系的始态温度与终态温度相同，并等 P:=50kPa 于环境的温度：(T,=T2=T环) 等压过程：始态、终态的压力与环境相同 V3=4m3 (p,=p2=P) ·等容过程：体系的体积不发生变化(V=V2) P=100kPa 始态 P2=200kPa ·绝热过程：体系与环境之间无热量交换(Q=0) V=2m3 V,=1m 终态 ·循环过程：过程进行后，体系重新回到初始状态 3草 (各种状态函数的增量为零)。 章 P=400kPa 。 自发过程：一定条件下，不需要外加能量就能够 化学反 自动进行的过程。 V=0.5m3 B途径 (4)功和热(work and heat) 热—热力学中把体系与环境之间因温差而 变化的或传递的能量称为热，以Q表示 体系吸热： + 体系放热： Endothermic Exothermic 3元 System Q>0 Q<0 化学 吸热反应 放热反应 Surroundings 2

2 状态函数的特征 状态一定值一定； 第 3章化学反应概述 殊途同归变化等； 周而复始变为零。 某气体 300K 350K ΔT=50K 300K 360K 350K ΔT=50K 300K 280K 350K ΔT=50K 300K 460K 350K 300K ΔT= 0K 两个例子 第 3章化学反应概述 始态 终态 改变量 水 298K 272K 348K ΔT=50K 298K 398K 348K ΔT=50K 始态 终态 改变量 （3）过程和途径（process and path） p3=50kPa V3=4m3 A途径 第 3章化学反应概述 p2=200kPa V2=1m3 p1=100kPa V1=2m3 p4=400kPa V4=0.5m3 B途径 始态 终态 热力学中常见的过程： • 等温过程：体系的始态温度与终态温度相同，并等 于环境的温度；（T1＝T2＝T环） • 等压过程：始态、终态的压力与环境相同 （p1＝p2＝p环） • 等容过程：体系的体积不发生变化（V1＝V2） 第 3章化学反应概述 等容过程：体系的体积不发生变化（V1 V2） • 绝热过程：体系与环境之间无热量交换（Q＝0） • 循环过程：过程进行后，体系重新回到初始状态 （各种状态函数的增量为零）。 • 自发过程：一定条件下，不需要外加能量就能够 自动进行的过程。 （4）功和热 （work and heat) 热——热力学中把体系与环境之间因温差而 变化的或传递的能量称为热，以Q表示 体系吸热： ＋ 第 3章化学反应概述 体系放热： － System Surroundings Q>0 Q<0 Endothermic Exothermic 第 3章化学反应概述 吸热反应 放热反应

功一体系与环境之间 leaves s work 除热以外，以其他形式交 换的能量都称为功，以丽 表示。 一膨胀功或体积功： -非体积功，用W表示 化学反感概述 膨胀功 0T1 热和功 一0 第3章 C.H N2+Cl-+H2O-C.HOH+H++CI+N2 化学反应概述 Surroundings ·功和热均以体系为参照背景 -W+W 体系吸热： 体系放热： 体系接受功： 二 System 体系做出功： + Surroundings 等·功和热都是在状态变化过程中传递的能量，其 数值与状态变化的途径有关，故热、功不是状 第3章 态函数，又称为过程函数。 做功 不做功 化学反应概 Caco,=Cao+cO2↑ 3

3 功——体系与环境之间 除热以外，以其他形式交 换的能量都称为功，以W 表示 第 3章化学反应概述 。 -膨胀功或体积功； -非体积功,用W'表示 第 3章化学反应概述 膨胀功 第 3章化学反应概述 C6H5N2 +Cl- +H2O C6H5OH+H++Cl- +N2 热和功 第 3章化学反应概述 • 功和热均以体系为参照背景 体系吸热： ＋ 体系放热： － 体系接受功： － 第 3章化学反应概述 体系接受功： 体系做出功： ＋ • 功和热都是在状态变化过程中传递的能量，其 数值与状态变化的途径有关，故热、功不是状 态函数，又称为过程函数。 第 3章化学反应概述 做功 不做功 CaCO3 = CaO + CO2

状态函数与过程函数的关系之一 (5)热力学能U(内能) [thermodynamic energy(internal energy)] ·状态函数：状态一定值一定，其变化只 与体系变化过程的始态和终态有关，而与 体系内部一切能量的总和： a.分子或原子的位能、振动能、转动能、 e 方式或途径无关 平动能、电子的动能以及核能等。 ·过程函数：必与发生变化的具体途径有 b.绝对值无法测量或计算，只能计算△U。⊙巴。 关，伴随着途径而定 4理想气体的只是温度的函数，恒温过一人 c.U是体系的状态函数。 程△U=0。 状态函数 过程函数 e.具有加和性。 3.2.2热力学第一定律 例：(1)某过程中，体系从环境吸收热量50kJ 对环境做功3OkJ。求过程中体系热力学能的改 ·数学表达式：△U=Q-W 变量△U和环境热力学能的改变量△U。 =Q-pAV-W' 解：由热力学第一定律的数学表达式可知 ·研究内容：体系变化过程中热力学能、功、 Q=+50kJ,=+30kJ 热的转换方式。 4U体泰Q-F =50-30=20(kJ) ·实质：能量守恒和转化定律。 章 能量的总量是守恒的，不会凭空产生，也不会凭空 3 若将环境当做体系来考虑， 消失，只可能从一种形式转化为另一种形式。 则有Q'=-50kJ,w=-30kJ, ·在孤立体系中能量的总值恒定不变。 故环境热力学能改变量4U’='一” 40'环w-50-(-30)=-20(kJ) 讨论： (2)如果开始时，体系先放热40kJ,环境 1.从(1)(2)可以看到：作为量度性质的热力 学能，对宇宙来说其改变量当然是零。 对体系做功60kJ,求体系的热力学能的改 变量△U以及终态的热力学能U。 △U体系十△U环境=0 或 U体系十U环境=常数 解：Q=一40kJ,F=一60kJ 能量守恒的实质。 4U体系Q-F=20J UU1+20(kJ) 2.对于体系的始态U和终态(U十20)，虽然变 化途径不同(Q、W不同)，但△U却相同。说 明Q、W是非状态函数，它们与途径有关，而 热力学能是状态函数，与途径无关。 4

4 状态函数与过程函数的关系之一 • 状态函数：状态一定值一定，其变化只 与体系变化过程的始态和终态有关，而与 方式或途径无关 第 3章化学反应概述 • 过程函数：必与发生变化的具体途径有 关，伴随着途径而定 状态函数 过程函数 体系内部一切能量的总和： a.分子或原子的位能、振动能、转动能、 平动能、电子的动能以及核能等。 （5）热力学能U（内能） [thermodynamic energy (internal energy)] 第 3章化学反应概述 b.绝对值无法测量或计算,只能计算ΔU。 c.U是体系的状态函数。 d.理想气体的U只是温度的函数，恒温过 程△U=0。 e. 具有加和性。 3.2.2热力学第一定律 • 数学表达式：ΔU = Q－W = Q － pΔV － W′ • 研究内容：体系变化过程中热力学能、功、 第 3章化学反应概述 研究内容：体系变化过程中热力学能、功、 热的转换方式。 • 实质：能量守恒和转化定律。 能量的总量是守恒的，不会凭空产生，也不会凭空 消失，只可能从一种形式转化为另一种形式。 • 在孤立体系中能量的总值恒定不变。 例:（1）某过程中，体系从环境吸收热量50kJ， 对环境做功30kJ。求过程中体系热力学能的改 变量ΔU和环境热力学能的改变量ΔU’。 解：由热力学第一定律的数学表达式可知 Q＝＋50kJ，W＝＋30kJ 第 3章化学反应概述 ∴ ΔU体系=Q－W =50－30=20（kJ） 若将环境当做体系来考虑， 则有Q’= −50kJ，W”= −30kJ， 故环境热力学能改变量ΔＵ’=Q’－W” ∴ΔＵ’环境= −50－（−30）= −20（kJ） （2）如果开始时，体系先放热40kJ，环境 对体系做功60kJ，求体系的热力学能的改 变量ΔU以及终态的热力学能U 。 解： Q =－40kJ W = －60kJ 第 3章化学反应概述 解： Q = 40kJ，W = 60kJ ΔU体系= Q －W =20kJ ∴ UII= UI＋20（kJ） 讨论： 1.从（1）（2）可以看到： 作为量度性质的热力 学能，对宇宙来说其改变量当然是零。 ΔU体系 ＋ ΔU环境＝0 或 U体系 ＋ U环境＝常数 能量守恒的实质 第 3章化学反应概述 ——能量守恒的实质。 2.对于体系的始态UI 和终态（UI ＋20），虽然变 化途径不同（Q、W不同），但ΔU却相同。说 明Q、W是非状态函数，它们与途径有关，而 热力学能是状态函数，与途径无关

3.2.3化学反应的热效应 (2)化学反应热的类型： 1.化学反应热 i 等容反应热： (1)定义： △U=Q-pAV: 当产物与反应物温度相同且化学反应时 因为 △V=0: 只作膨胀功的条件下，化学反应过程中体系 所以 △U,=Qw 吸收或放出的热量称为反应热。 3 Q,具有状态函数的性质一等容条件下的 盖斯定律。 2。焙 H=U pV ⅱ等压反应热： 等压条件下，p△V=△(W) H是状态函数，称为热焓，简称焓。具有加和性质。 △U=Q-pAV=Q-△(0 *注意 Q=△U+p△V=△U+△(W) 理想气体的焓H只是温度的函数，△T=0则△H=0。 = (U2-U)+(p2V2PV) △H的具体数值与化学反应方程式的具体表达形 定义一个新的热力学函数一焓H(enthalpy) 式有关，所以焓变要与具体的反应式同时出现。 H=U+pN 第 Qp=-H=△Hp 第· 在书写反应式时不仅要表达出各反应物的计量关 系，还要表达出各个物质的物态，即气、固、液 态。 Q具有状态函数的性质一等压条件下的盖斯定律。 过程函数与状态函数的关系之二 3.Q和Q的关系： ·对于理想气体的同一反应 在等温、等压、不做非体积功的条件下： △U=Q,△H=Q。 Q=Qy+AnRT 反应热本是与途径有关的，但在一定的条件 ·若△n=0则 下，其却具有了状态函数的性质一盖斯 Q-Qv 定律 5

5 3.2.3 化学反应的热效应 1.化学反应热 （1）定义： 当产物与反应物 度相 化学反应时 第 3章化学反应概述 当产物与反应物温度相同且化学反应时 只作膨胀功的条件下，化学反应过程中体系 吸收或放出的热量称为反应热。 （2）化学反应热的类型： ⅰ 等容反应热： ΔU＝Q-pΔV； 因为 ΔV＝0 第 3章化学反应概述 因为 ΔV＝0； 所以 ΔUV＝QV QV具有状态函数的性质——等容条件下的 盖斯定律。 ⅱ 等压反应热： 等压条件下， pΔV = Δ(pV) ΔU = Q - pΔV = Q -Δ(pV) Q = ΔU + pΔV = ΔU +Δ(pV) = （U2-U1）+（p2V2-p1V1） 焓 第 3章化学反应概述 定义一个新的热力学函数——焓H (enthalpy) H = U + pV Qp = H2-H1 = ΔＨp Qp 具有状态函数的性质——等压条件下的盖斯定律。 H 是状态函数，称为热焓，简称焓。具有加和性质。 *注意 • 理想气体的焓H只是温度的函数， ΔT=0则ΔＨ=0。 • ΔＨ的具体数值与化学反应方程式的具体表达形 2. 焓 H = U ＋ pV 第 3章化学反应概述 具 式具 式有关，所以焓变要与具体的反应式同时出现。 • 在书写反应式时不仅要表达出各反应物的计量关 系，还要表达出各个物质的物态，即气、固、液 态。 过程函数与状态函数的关系之二 在等温、等压、不做非体积功的条件下： ΔU＝QV ΔＨ = Qp 第 3章化学反应概述 反应热本是与途径有关的，但在一定的条件 下，其却具有了状态函数的性质——盖斯 定律 • 对于理想气体的同一反应 Qp =QＶ＋ΔnRT 3. Qp和Qv的关系： 第 3章化学反应概述 • 若Δn=0则 Qp =QＶ

搅拌器引燃线 温度计 Q,和Q,的关系举例： △U=△H-pAV =-563.5kJ/mol =Qv 绝热外套 Qp =-566 kJ/mol 钢制容器 =△H 弹式量热计 钢弹 PAV =p(Ve-V) 第3章 RT(ng-n) 水 =-2.5kJ 化学反概述 样品盘 4.化学反应热的计算 例：求苯的燃烧反应的焓变 计算反应热的几种方法： 1.盖斯定律一利用状态函数的性质： cH0+50,.(g)=6C0,(g+3H,00 2.生成焓法一热力学函数标准摩尔生成 解：根据氧弹量热计中苯的燃烧放热为3264kJ.mo得 焓的导出（定义一个起点） 第 AH298.15)=-3264x10+6-15x8.314×298.15 3草 3. 燃烧焓法一常用于有机化学反应（定 =-32.7×102kJmo1 化学反 义一个终点)。 (1)盖斯定律一应用 (1)盖斯定律(Hess'Law) 1840 Germain Henri Hess (1802-1850) "the heat evolved or absorbed in a chemical process is the same whether the process takes place in one or in several steps" 个化学反应若能分解为几步来完成，总反应 章 3 的焓变△H等于各分步反应的焓变△H之和。 ·在等容或等压、不做非体积功的条件下，化学反应 盖斯定律表达式：（在等压或等容条件下） 的反应热只取决于反应的始态和终态，与反应的具 体途径无关。 △，H=∑△，H 6

6 Qp和Qv的关系举例： ΔU = ΔH - pΔV = -563.5 kJ/mol = QV 第 3章化学反应概述 QP = -566 kJ/mol = ΔH pΔV = p(Vf – Vi ) = RT(nf – ni ) = -2.5 kJ 弹 式 第 3章化学反应概述 量热计 例：求苯的燃烧反应的焓变 ( ) 6 ( ) 3H O( ) 2 15 C H ( ) 6 6 2 2 2 l + O g = CO g + l 第 3章化学反应概述 2 3 2 1 15 (298.15) 3264 10 (6 ) 8.314 298.15 2 32.7 10 rH kJ mol θ − Δ =− × + − × × =− × ⋅ 解：根据氧弹量热计中苯的燃烧放热为3264kJ.mol-1得 4.化学反应热的计算 计算反应热的几种方法： 1. 盖斯定律——利用状态函数的性质； 第 3章化学反应概述 2. 生成焓法——热力学函数标准摩尔生成 焓的导出（定义一个起点） ； 3. 燃烧焓法——常用于有机化学反应（定 义一个终点）。 （1）盖斯定律（Hess’ Law） 1840 Germain Henri Hess (1802 - 1850) 第 3章化学反应概述 • "the heat evolved or absorbed in a chemical process is the same whether the process takes place in one or in several steps” • 在等容或等压、不做非体积功的条件下，化学反应 的反应热只取决于反应的始态和终态，与反应的具 体途径无关。 （1）盖斯定律——应用 第 3章化学反应概述 一个化学反应若能分解为几步来完成，总反应 的焓变ΔrH 等于各分步反应的焓变ΔrHi之和。 盖斯定律表达式：（在等压或等容条件下） Δr H = ∑ΔrＨi

讨论 盖斯定律应用举例1 NOg)+号O2(g) ·适用于等容、等压过程。 N(g)+4O2(g)→eg) △H°=-57.07kJ g)+O(g)→NO(g) ·H和U的绝对值无法测得，但△FQ, △r-+90.25J △U=Qv,可通过实验测得。 N(g)+O(g)→NO2(g) NO2(g) ·Q。,Qy具有状态函数的性质，只取决于体 △H°=+33.18kJ 系的始态和终态，与途径无关。 化学反概 告N2g)+02g) 盖斯定律应用举例3 盖斯定律应用举例2 Hdg.I atm)+Odg.I am) ↓P,·1a0 n Alf =-ld :-出，-124 H.O( 第3章 第3章 M=+44K H.O (I atm) Hod 雪4 The formation of water at 25C The vaporiration of water at 25Cand 化学反应 rCl,( (2)生成焓法 标准摩尔生成焓 ·标准摩尔生成焓 H(g)+C(graphite)+ 摩尔生成枯的定十 02g) 标准状杰 1mo1某化合物时反应的 摩尔生成格。 Enthalpy of formation 溶液中的物质A的浓度c4=1 mol-dm3 气相物质的分压等于101.3kPa 标准摩尔生成焙： △H=-108.6kJ 态下该化合物的生成焓 的标准摩尔生成焓。简 ·指定单质的标准摩尔生成焙为零。(298.15那 记作 的标准摩尔生成焓可查表p366,附表3) 化 △rHn°， 单 ·物质的标准生成焙是相对焙值。 HCHO (g) 7

7 讨论 • 适用于等容、等压过程。 • H和U的绝对值无法测得，但ΔH= Q ， 第 3章化学反应概述 • H和U的绝对值无法测得，但ΔH Qp， ΔU= QV，可通过实验测得。 • Qp，QV 具有状态函数的性质，只取决于体 系的始态和终态，与途径无关。 盖斯定律应用举例1 ½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ΔH1 = +90.25 kJ/mol NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ΔH 2= -57.07 kJ/mol 第 3章化学反应概述 ½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH3 = +33.18 kJ/mol 盖斯定律应用举例2 第 3章化学反应概述 盖斯定律应用举例3 第 3章化学反应概述 （2）生成焓法 • 标准摩尔生成焓 摩尔生成焓的定义：由指定单质生成 1mol某化合物时反应的焓变，成为该化合物的 摩尔生成焓 第 3章化学反应概述 。 标准摩尔生成焓：在一定温度和标准状 态下该化合物的生成焓称为该物质在此条件下 的标准摩尔生成焓。简称为标准摩尔生成焓。 记作 Δf Hm θ， 单位kJ·mol－1 标准摩尔生成焓 标准状态 溶液中的物质A的浓度cA＝1mol•dm-3 气相物质的分压等于101 3kP 第 3章化学反应概述 气相物质的分压等于101.3kPa • 指定单质的标准摩尔生成焓为零。（298.15K 的标准摩尔生成焓可查表p366,附表3） • 物质的标准生成焓是相对焓值

C.H 标准摩尔生成焓 例在P以及298.15K下， NOe NOn 正生成培 (1)C(石墨)+0(g)=C0(g) △，H(298.15K)=-393.5kJ-mo厂 NO. 4yHca,e29815K)=-393.5kmo1 C石 6=单质的生成培 尔 (2)H(g)+O(g)=H,O() 4,H(298.15)=-285.83/-mo CH 负生咸塘 成 △yHon(298.15K)=-285.83kJ.mol (3)C(石墨)→C(金刚石) △，H(298.15K)=1.9J-mo 化反 △，HcM6(298.15K)=1.9kJ-mo 对于任意化学反应的标准摩尔焓变的计算 在101.3kPa,25℃(298.15K)条件下： 即 △H=? △，Hg=△，H-△，H 反应物aA+bB yY+Z生成物 △，H (终态)1 (终态)2 △，H9 A,H298.15K0=vAH88,298.15K0 同样数量和种类 第 的稳定态各单质 第3章 =2(v,△yH)生物-2(V△H)反陈物 (始态) △，H=△，H+A,Hg 化学反应概述 反应的焓变 注在 CHa(g)+202(g)>CO2(g)+2H2O() Renu电 Benent Producta >各种物质的聚集状态。 吸热反应，△H>0 >反应焓变的数值与化学 反应方程式的计量有关。 热 △H>0,吸热反应： △H在常温常压下一般将其 视为常数。 H 8

8 第 3章化学反应概述 例 在Pθ以及298.15K下， (1) C(石墨 ) + O2(g) = CO2(g) 1 (298.15 ) 393.5 rH K kJ mol θ − Δ =− ⋅ (2) H (g) + ½ O (g)=H O(l) 1 H K kJ l (298 15 ) 285 83 θ − Δ 2 1 , () (298.15 ) 393.5 f m CO g H K kJ mol − Δ =− ⋅ θ 标准摩尔生成焓 第 3章化学反应概述 (2) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) 1 (298.15 ) 285.83 rH K kJ mol θ Δ =− ⋅ (3) C(石墨 ) → C(金刚石 ) 1 (298.15 ) 1.9 rH K kJ mol θ − Δ =⋅ 2 1 , () (298.15 ) 285.83 f mHOl H K kJ mol − Δ =− ⋅ θ 1 ,( ) (298.15 ) 1.9 f Hm C K kJ mol − Δ =⋅ 金刚石 θ 在101.3kPa，25℃(298.15 K)条件下： 反应物 aA + bB = yY + zZ 生成物 H θ Δ (终态)2 3 ? rH θ Δ = θ (终态)1 第 3章化学反应概述 同样数量和种类 的稳定态各单质 (始态) rH2 θ Δ (终态)2 rH1 θ Δ (终态)1 r rr HHH 213 θ θθ Δ =Δ +Δ r rr H HH 3 21 θ θ θ Δ =Δ −Δ 即 H K HB K (298 15 ) ( 298 15 ) θ θ Δ = νΔ ∑ 对于任意化学反应的标准摩尔焓变的计算 第 3章化学反应概述 (298.15 ) ( ,298.15 ) r Bf m B Δ = νΔ H K HB K ∑ ()() if m if m H H θ θ =Σ νΔ −Σ νΔ 生成物 反应物 反应的焓变 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) 第 3章化学反应概述 ¾各种物质的聚集状态。 ¾反应焓变的数值与化学 反应方程式的计量有关。 ¾ΔH >0 吸热反应 注意 热 H 吸热反应， ΔH >0 第 3章化学反应概述 ¾ΔH >0，吸热反应； ΔH <0，放热反应。 正负号不可忽略!!! ¾在常温常压下一般将其 视为常数。 H 放热反应， ΔH <0 热

(3)燃烧焓法 在100kPa,25℃(298.15K)条件下： 标准摩尔燃烧焓：在标准压力和温度T/K下， △，H=? 1mol物质完全燃烧时所放出的热量。 反应物aA+bB yY+Z生成物 △.H(TIK) 4,H (始态)1 (始态)2 △，Hg 完全燃烧的含义： C→CO,(g) H→H,O0 燃烧产物 第 S→S02(g) 3 (终态) 定义完全燃烧的最终产物的标准燃烧焓为零。 化反 △，H=△，H+△，Hg 部分有机化合物标准摩尔燃烧格 根据盖斯定律可以总结出： △，H°=△H9+A,H 物质 △H 物质 CH(g甲烧 -89031 CHCOOH)醋酸 -874.54 CHMg乙烷 -1559.84 C6H)莱 -3267.54 CHg丙烷 -2219.90 CH)甲笨 -3908.69 △，H°(298.15K)=2(V,A.H)反应物-2(v,△，H°)生成物 CH:O(g)甲醛 -563.58 C6HC00H(s)苯甲酸-3226.87 3 CHOH(g)甲醇 -726.64 CoHsOH(苯酚 -3053.48 =-Ara,298150 CHs0HD乙醇-1366.95 C1H0s)益糖 -5640.87 化学反 C0,△H°=-283.0 kJ-mol-1 n-C6H4),△H°=-4141.52kJmo1-1 n-CgH1g),△H°=-5450.76kJmo1-1 例：计算下列反应的AH(298.15K) C(石墨)+2H2(g)=CH4(g) 查表可知 AH(298.15K) (kJ.mol-) -393.5 -285.8 -890.31 因此AH(298.15K)=A.H+2AH品e]-AH8,g =-393.5+2(-285.8)-(-890.31） =-74.8kJ·mol 二战时行驶在伦敦街头的煤气动力汽车 9

9 标准摩尔燃烧焓：在标准压力和温度T/K下， 1mol物质完全燃烧时所放出的热量。 Δ H TK (/ ) θ （3）燃烧焓法 第 3章化学反应概述 (/ ) ΔcH TK 完全燃烧的含义： C → CO2(g) H → H2O(l) S → SO2(g) 定义完全燃烧的最终产物的标准燃烧焓为零。 在100kPa，25℃(298.15 K)条件下： 反应物 aA + bB = yY + zZ 生成物 H θ Δ (始态)2 3 ? rH θ Δ = H θ Δ (始态)1 第 3章化学反应概述 燃烧产物 (终态) ΔrH2 (始态) rH1 θ Δ (始态) r rr HHH 1 23 θ θ θ Δ =Δ +Δ 根据盖斯定律可以总结出： r rr HHH 1 23 θ θθ Δ =Δ +Δ 第 3章化学反应概述 (298.15 ) ( ) ( ) r ic ic HK H H θ θθ Δ =Σ νΔ −Σ νΔ 反应物 生成物 ( ,298.15 ) B c B H B K θ =− ν Δ ∑ 部分有机化合物标准摩尔燃烧焓 第 3章化学反应概述 例：计算下列反应的Δr Hθ ( 298.15K) C(石墨 ) + 2H2 (g) = CH4 (g) 第 3章化学反应概述 查表可知 ΔcH θ ( 298.15K) (kJ.mol-1) -393.5 -285.8 -890.31 因此 H( ) ( ) 2 4 (298.15 ) [ 2 ] r c c g c CH g H KH H H θ θθ θ Δ = Δ Δ −Δ 石墨＋ 1 74.8 393.5 2( 285.8) ( 890.31) − = − ⋅ = − + − − − kJ mol CO, ΔcHm θ = - 283.0 kJ·mol－1 n-C6H14(l), ΔcHm θ = – 4141.52 kJ·mol－1 n-C8H18(l), ΔcHm θ = – 5450.76 kJ·mol－1 第 3章化学反应概述 二战时行驶在伦敦街头的煤气动力汽车

例：分别用标准生成热和标准燃烧热的数据计算下列反 应的反应热： H2(g)+1/202(g)+H,0(1) 解：物质： H2(g)02(g) H0(1) △H/kJol-1 0 0 -285.9 化学热力学的基本概念： △He/kJmol-1 -285.9 0 0 状态、状态函数、过程、途径 (1)△H=1X△H,20(1) 热力学第一定律在化学反应中的表现： -(1×△%2(g)+1/2△，02(g)) △U=Q-W 第 =-285.9kJmo1-1 (2)△H=1×△.H,L2(g)+1/2△H902(g) -1×△H9,H20(1) H=U+PV =-285.9kJmo1-1 化学反 3.2.4化学反应进行的方向 自发过程举例 1.自发过程 ·给定条件下，不需外加能量即能自动进行。 自发 ·限度一达到平衡状态。 非自发 ·逆过程一非自发过程一没有外加能量 的情况下不能自动进行。 第3草 化学反应概述 冷 自发过程举例 自发过程的共同特征 NO a)只能单向自发进行而不可能自发逆向进 自发 行。 b)要使其逆向进行，必须借助外力。 不自发 c)可能用来作功。 d)有一定的进行限度。 10

10 例：分别用标准生成热和标准燃烧热的数据计算下列反 应的反应热： H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) 解：物质： H2(g) O2(g) H2O(l) ΔfHm θ/kJ·mol－1 0 0 －285.9 ΔcHm θ/kJ·mol－1 －285.9 0 0 第 3章化学反应概述 ∴(1)ΔrHm θ＝1×ΔfHm θ，H2O(l) －（1×ΔfHm θ,H2(g)＋1/2ΔfHm θ,O2 (g)） ＝－285.9 kJ·mol－1 (2)ΔrHm θ＝1×ΔcHm θ,H2(g)＋1/2ΔcHm θ,O2(g) －1×ΔcHm θ，H2O(l) ＝－285.9 kJ·mol－1 化学热力学的基本概念： 状态、状态函数、过程、途径 第 3章化学反应概述 热力学第一定律在化学反应中的表现； ΔU＝Q－W H=U+PV 3.2.4 化学反应进行的方向 1.自发过程 • 给定条件下，不需外加能量即能自动进行。 第 3章化学反应概述 • 限度——达到平衡状态。 • 逆过程——非自发过程——没有外加能量 的情况下不能自动进行。 自发过程举例 自发 第 3章化学反应概述 热 冷 非自发 自发过程举例 NO2 自发 第 3章化学反应概述 不自发 自发过程的共同特征 a) 只能单向自发进行而不可能自发逆向进 行。 b) 要使其逆向进行，必须借助外力 第 3章化学反应概述 b) 要使其逆向进行，必须借助外力。 c) 可能用来作功。 d) 有一定的进行限度