无机化学课件.pptx

熱化學2.1.1系統和環境系統：被研究對象。環境：系統外與其密切相關的部分。敞開系統：與環境有物質交換也有能量交換。封閉系統：與環境無物質交換有能量交換。隔離系統：與環境無物質、能量交換。2.1.2狀態和狀態函數狀態：系統的宏觀性質的綜合表現。狀態函數：描述系統性質的物理量。(p,V,T)特點：①狀態一定,狀態函數一定。②狀態變化,狀態函數也隨之而變,且狀態函數的變化值只與始態、終態有關,而與變化途徑無關。終態（Ⅰ）始態（Ⅱ）2.1.3過程定溫過程：始態、終態溫度相等，並且過程中始終保持這個溫度。T1=T2定壓過程：始態、終態壓力相等，並且過程中始終保持這個壓力。p1=p2定容過程：始態、終態容積相等，並且過程中始終保持這個容積。V1=V22.1.4相系統中物理性質和化學性質完全相同的且與其他部分有明確介面分隔開來的任何均勻部分，叫做相。均相系統(或單相系統)非均相系統(或多相系統)—物質B的化學計量數2.1.5化學反應計量式化學反應計量式：νA=-a，νB=-b，νY=y，νZ=-z。§2.2熱力學第一定律2.2.1熱和功2.2.2熱力學能2.2.3熱力學第一定律2.2.4焓變和熱化學方程式2.2.5Hess定律2.2.1熱和功1.熱(Q)系統與環境之間由於存在溫差而傳遞的能量。熱不是狀態函數。規定：系統吸熱：Q>0；系統放熱：Q<0。pexV12.功(W)系統與環境之間除熱之外以其他形式傳遞的能量。規定：系統對環境做功，W<0（失功）環境對系統做功，W>0（得功）體積功：非體積功功不是狀態函數2.2.2熱力學能熱力學能(U)：系統內所有微觀粒子的全部能量之和，也稱內能。U是狀態函數。熱力學能變化只與始態、終態有關，與變化途徑無關。QU1U2W2.2.3熱力學第一定律熱力學定律的實質是能量守恆與轉化定律。U2=U1+Q+WU2-U1=Q+W對於封閉系統熱力學第一定律為：2.2.4焓變和熱化學方程式1.焓和焓變對於封閉系統，在定容過程中，?V=0，W=0QV為定容反應熱。在定壓過程中，焓：狀態函數焓變：Qp= ?H在一定條件下，化學反應2.熱化學方程式反應的摩爾熱力學能變?rUm反應的摩爾焓變?rHm(298.15K)=-483.64kJ·mol-1稱為反應的標準摩爾焓變。液、固體：T，p下，純物質溶液：溶質B，bB=b=1mol·kg-1氣體：T，p=p=100kPacB=c=1mol·L-1熱化學方程式：表示化學反應及其反應熱(標準摩爾焓變)關係的化學反應方程式。2H2(g)+O2(g)?2H2O(g)標準狀態：聚集狀態不同時，不同。(298.15K)=-241.82kJ·mol-1(298.15K)=-483.64kJ·mol-1(298.15K)=-571.66kJ·mol-1化學計量數不同時，不同。H2(g)+O2(g)?H2O(g)2H2(g)+O2(g)?2H2O(g)2H2(g)+O2(g)?2H2O(l)==–pex?V==–?n(g)RT–RT∑νB(g)≈3.?rUm與?rHm的關係對於無氣體參加的反應，W=–pex?V=0有氣體參加的反應：(B,相態,T)，單位是kJ·mol-1(H2O,g,298.15K)=-241.82kJ·mol-1H2(g)+O2(g)?H2O(g)(參考態單質,T)=04.標準摩爾生成焓在溫度T下,由參考狀態單質生成物質B(νB=+1)的標準摩爾焓變，稱為物質B的標準摩爾生成焓。=+=2.2.5Hess定律始態終態中間態或化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱總是相同的。應用：1.利用方程式組合計算+(1)C(s)O(g)CO(g)22(2)=-282.98kJ·mol-1(1)=-393.5kJ·mol-11+CO(g)O(g)CO(g)(2)222例：已知298.15K下，反應：計算298.15K下，CO的標準摩爾生成焓。(1)(3)(3)(2)(1)(1)(2)(2)(3)=+-=-110.53kJ·mol-1=+C(s)O(g)CO(g)221-+)CO(g)O(g)CO(g)2221+C(s)O(g)CO(g)22解：利用Hess定律途徑1途徑2解法二：=?(NH3,g)(NO,g)445(O2,g)6(H2O,g)4(NO,g)+=-[4(NH3,g)+65(O2,g)](H2O,g)2.由標準摩爾生成焓求反應的標準摩爾焓變=[4×90.25+6×(-241.82)-4