第三章化学热力学基础与化学平衡 .3热化学方程式和热化学定律 )热化学方程式: 3什么是化学热力学 注明反应赖的化学方程式叫做微化学方翟式 32化学热力学常用术语 (中学课本和化学热力学中的表示方法不同,须注意 33热化学方程式和化学定律 中学课本标法 34生成和给 H2(g)+1/202()→H2O(+ 36 Gibbs自由能 1/2N2(g)+O2()→NO2(g) 37化学反应的限度与化学平衡 缺点:1)质量守恒和能量守恒观同。 38化学热力学前沿话题 2)未反映反应热度和压力的变化。 ●蠱力学标准态简称标态的定义 化学热力学标法 气态物质;标态用压力表示,IPAC意议选用1×105Pa(1bar) H2(g)+1/202()→H2O(AHa(298)--286kJmo 作为热力学标态,符号p(过去用1am) 1/2N2(g)+O(g)- NO2(g) AH(298)=+34 k]morl 溶液:指溶质浓度或话度为1mog,对溶液而言,也可用 液体和固体:指处于标准压力下的纯物质。(在此标准压力应指 中,H左下角的代化学反应 reaction)右下角m代豪靡 尔(mo;右上角代热力学标准状态(称标态);括号内的 最常用的变值是298K(25),凡未注聊度的AH就代豪298k及标态时 字代豪热力学温度,单位为K;M代我变 的燴变,也可写为AHP 泛指任意状击的变 AH。"n—代压力在标态、罩度为时的化学反应尔给变 在标市和298K时的化学反皮永变 ●关于书写热化学力式的几点注意事项 二)热化学定律 严地说,姑变值融度变化,尽管在一定温度范■内变化不 有些化学反应的变可以定,但有无弦定,例 1n202→CO 只能间求算。最然,也不可能签定所有 )书写化学反应方翟式时,颁注意烯变值应该与一定的反应式相 对应,以使“1mol反应”有明确的含义 化学反应的反皮巅 化掌家们在研究了相当多的化学观象之后,总提出了以下网个化学 H,(g)+1/20,(g)+H, O() AH=-286 kJ.- 2H2(g)+O2{g)→2H2O()A=-572kmo 在相同赢件下正向反皮和抛向反应的AH做相等,符号相反,18世纪 Lavoisier和 apalace发现了站个据帅 书写热化学方程式时,应注明物态,因物态变化时伴险着变。 个反应著能分解成二步几步实,则总反皮的MH都于督分步反应A H,(g)+ 1/20,(g)++H, O( A.=-286-- 定是9世纪中叶黄口化学He合分析大量实验票提出来的,所以叫 H2(g)+1202(g)→H2O(g)A=-242kmH Hes御反皮加和定律1 第三章 化学热力学基础与化学平衡 3.1 什么是化学热力学？ 3.2 化学热力学常用术语 3.3 热化学方程式和热化学定律 3.4 生成焓和键焓 3.5 熵 3.6 Gibbs自由能 3.7 化学反应的限度与化学平衡 3.8 化学热力学前沿话题 3.3 热化学方程式和热化学定律 (一) 热化学方程式： 注明反应热的化学方程式叫做热化学方程式。 (中学课本和化学热力学中的表示方法不同，须注意) 中学课本标法： H2 (g) + 1/2O2 (g) → H2O (l) + 286 kJ 1/2N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g) – 34 kJ 缺 点：1) 质量守恒和能量守恒混同。 2) 未反映反应热随温度和压力的变化。 化学热力学标法： H2 (g) + 1/2O2 (g) → H2O (l) ∆rHmө(298) = −286 kJ⋅mol−1 1/2N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g) ∆rHm ө(298) = +34 kJ⋅mol−1 其中，H左下角的r代表化学反应(reaction)；右下角m代表摩 尔(mol)；右上角θ代表热力学标准状态(简称标态)；括号内的 数字代表热力学温度，单位为K； ∆H代表焓变。 ● 热力学标准态(简称标态)的定义： 气态物质：标态用压力表示，IUPAC建议选用 1 × 105 Pa (1 bar) 作为热力学标态，符号pө。(过去用1 atm) 溶液：指溶质浓度或活度为1 mol⋅kg−1, 对稀溶液而言，也可用 1 mol⋅dm−3。 液体和固体：指处于标准压力下的纯物质。(在此标准压力应指 1 bar)。 最常用的焓变值是298K (25°C)，凡未注明温度的∆rHmө就代表298K及标态时 的焓变，也可简写为∆Hө。 NOTE: ∆H —— 泛指任意状态的焓变； ∆rHmө(T) —— 代表压力在标态、温度为T时的化学反应摩尔焓变； ∆Hө—— 在标态和298K时的化学反应摩尔焓变。 ● 关于书写热化学方程式的几点注意事项 1) 严格地说，焓变值随温度变化，尽管在一定温度范围内变化不 大。因此焓变须注明温度。 2) 书写化学反应方程式时，须注意焓变值应该与一定的反应式相 对应，以使“1 mol反应”有明确的含义。 3) 书写热化学方程式时，应注明物态，因物态变化时伴随着焓变。 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆Hө ＝ −286 kJ⋅mol−1 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆Hө ＝ −242 kJ⋅mol−1 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆Hө ＝ −286 kJ⋅mol−1 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆Hө ＝ −572 kJ⋅mol−1 (二) 热化学定律 有些化学反应的焓变可以直接测定，但有些无法直接测定，例如 C + 1/2O2 → CO 由于总有一部分变成CO2，只能间接求算。显然，也不可能直接测定所有 化学反应的反应热。 化学家们在研究了相当多的化学现象之后，总结提出了以下两个热化学 定律： (1) 在相同条件下正向反应和逆向反应的∆H数值相等，符号相反。18世纪末 Lovoisier和Lapalace就发现了这个规律。 (2) 一个反应若能分解成二步或几步实现，则总反应的∆H等于各分步反应∆H值 之和。 该定律是19世纪中叶俄国化学Hess综合分析大量实验数据提出来的，所以叫 Hess定律或反应热加和定律