1、第一章化學反應中的質量關系第一章化學反應中的質量關系和能量關系和能量關系 第三節第三節 化學反應中的質量關系化學反應中的質量關系1.3.1 應用化學反應方程式的應用化學反應方程式的計算計算化學反應方程式化學反應方程式：根據質量守恒定律，用：根據質量守恒定律，用元素符號和化學式表示化學變化中質和量元素符號和化學式表示化學變化中質和量關系的式子。關系的式子。 12NaOH + H2SO4 Na2SO4+ 2H2O配平的化學反應方程式表明反應中各物質的配平的化學反應方程式表明反應中各物質的量之比等于其化學式前的系數之比。量之比等于其化學式前的系數之比。則可從已知反應物的量則可從已知反應物的量, ,計

2、算生成物的計算生成物的理論產量理論產量; ;或從所需產量計算反應物的或從所需產量計算反應物的量。量。1.3.2 化學計量數與反應進度化學計量數與反應進度化學計量數：化學計量數： 2化學反應化學反應 cC + dD = yY + zZ移項移項 0 = -cC - dD + yY + zZ 令令 -c =C、-d =D、y =Y、z =Z得得 0 =CC +DD +YY + ZZ可簡化寫出化學計量式的通式：可簡化寫出化學計量式的通式：0 BBBB包含在反應中的分子、原子或離子。包含在反應中的分子、原子或離子。 B數字或簡分數，稱為數字或簡分數，稱為(物質物質)B的化學計量數。的化學計量數。讀作讀作

3、niu 規定，反應物的化學計量數為負，規定，反應物的化學計量數為負， 產物的化學計量數為正。產物的化學計量數為正。例例N2 + 3H2 = 2NH3N2、H2、NH3的化學計量數的化學計量數 (N2) = -1、(H2) = -3、(NH3) = 2表明反應中每消耗表明反應中每消耗1mol N2和和3mol H2 生成生成2mol NH3 3反應進度反應進度反應進度反應進度：表示化學反應進行程度的量。：表示化學反應進行程度的量。 用用(克賽克賽)表示，單位是表示，單位是mol。 40 B BB BB對于化學計量方程式微分：對于化學計量方程式微分：d = B-1dnB改寫為改寫為 dnB = B

4、 d從反應開始時從反應開始時0=0時的時的nB(0)積分到積分到時的時的nB()得：得： nB()-nB(0)=B(-0)則則 nB =B 反應進度反應進度 5即任一化學反應各反應物及產物的改變量即任一化學反應各反應物及產物的改變量(nB)均與反應進度均與反應進度()及各自的計量系數及各自的計量系數(B)有關。有關。如：對產物如：對產物B 若若00、nB(0)0則則 nB B例例反應：反應：N2 + 3H2 = 2NH3N2、H2、NH3的化學計量數的化學計量數 (N2) = -1、(H2) = -3、(NH3) = 2當當0 00 0時時, ,若有足夠量的若有足夠量的N N2 2和和H H2

5、 2、n n(NH(NH3 3) )0 0根據根據 n nB B B B、 n nB B/ /B B n(N2)/mol n(H2)/mol n(NH3)/mol/mol0000 - -1 -1-321-2-642121232 6選用反應式中何種物選用反應式中何種物質的量的變化質的量的變化例如：當例如：當 = 1mol時時反應方程式反應方程式 N2+ H2=NH3N2+3H2=2NH3 n(N2)/mol -1 n(H2)/mol -3 n(NH3)/mol1212123232 7第一章化學反應中的質量關系第一章化學反應中的質量關系和能量關系和能量關系 第四節第四節 化學反應中的能量關系化學反

6、應中的能量關系 1.4 化學反應中的能量關系化學反應中的能量關系 化學反應過程往往伴隨有能量的吸收或釋放。化學反應過程往往伴隨有能量的吸收或釋放。 91.4.1 基本概念和術語基本概念和術語體系體系：劃分出來作為研究對象的物質和空間。：劃分出來作為研究對象的物質和空間。環境環境：體系之外與體系有一定聯系的：體系之外與體系有一定聯系的 其它物質或空間。其它物質或空間。體系和環境體系和環境 10體系體系環境環境物質物質能量能量1.4.1 基本概念和術語基本概念和術語體系體系：劃分出來作為研究對象的物質和空間。：劃分出來作為研究對象的物質和空間。環境環境：體系之外與體系有一定聯系的：體系之外與體系有

7、一定聯系的 其它物質或空間。其它物質或空間。體系和環境體系和環境孤立體系孤立體系 11敞開體系敞開體系封閉體系封閉體系狀態狀態：體系宏觀性質的綜合表現。：體系宏觀性質的綜合表現。狀態函數狀態函數：描述體系性質的物理量。：描述體系性質的物理量。 如：物質的量、壓力、體積、溫度如：物質的量、壓力、體積、溫度 12狀態和狀態函數狀態和狀態函數n狀態函數的特征狀態函數的特征n（1）狀態一定，狀態函數的值一定）狀態一定，狀態函數的值一定：一個體系的一個體系的某個某個狀狀態函數的值態函數的值改變改變, 該該體系的狀態就改變體系的狀態就改變了。了。 例：例： 狀態狀態1 狀態狀態2 p = 101.325

8、kPa p = 320.5 kPa n（2）殊途同歸變化量相等。）殊途同歸變化量相等。 例：例：始態始態 T1 298 K 350 K T2 終態終態 520 K 410 K （ 過程過程1 ， 過程過程2 ） 過程過程1 和和 過程過程2：T = T2 - T1 = 350 K 298 K = 52 K 狀態函數的狀態函數的變化量變化量只取決于只取決于始態始態和和終態終態, 而與而與過程或途經過程或途經無無關。關。且規定：狀態函數變化量 = 終態值 - 始態值 13n（3）周而復始變化為零）周而復始變化為零 （循環循環過程過程X = 0） 始態始態T1、終態、終態 T2 ： 298 K 35

9、0 K 520 K 410 K T = T2 - T1 = 298 K 298 K = 0 K對于對于任意循環過程任意循環過程(始態與終態相同始態與終態相同)，任何一個，任何一個狀狀態函數的變化均為零。態函數的變化均為零。一個物理量，若一個物理量，若同時具備以上同時具備以上3個特征個特征, 它它就是就是“狀狀態函數態函數”，否則就不是狀態函數。，否則就不是狀態函數。 14功和熱是體系的狀態發生變化時，體系和環境傳功和熱是體系的狀態發生變化時，體系和環境傳 遞能量的兩種形式。遞能量的兩種形式。熱熱(Q)：體系和環境之間因存在溫差而傳遞的能量：體系和環境之間因存在溫差而傳遞的能量 15功和熱功和熱

10、功功(W)：除了熱之外其它方式傳遞的能量：除了熱之外其它方式傳遞的能量功功體積功體積功:體系體積變化反抗外力所做的功體系體積變化反抗外力所做的功非體積功非體積功: 除體積功外的功，如電功除體積功外的功，如電功體系體系吸熱吸熱，Q為為正值正值；體系；體系放熱放熱，Q為為負值負值。系統對環境做功，系統對環境做功，W0（得功）（得功）規定：規定：注意注意 功和熱不是狀態函數功和熱不是狀態函數 單位均為單位均為J、kJ熱力學能熱力學能(U)體系內部能量的總和。體系內部能量的總和。由于體系內部質點的運動及相互作用很復雜，所由于體系內部質點的運動及相互作用很復雜，所以體系熱力學能的絕對值無法測知。以體系熱

11、力學能的絕對值無法測知。單位單位J、kJ是狀態函數是狀態函數 U = U(終態終態) - U(始態始態) 16熱力學能熱力學能(以往稱內能以往稱內能)在任何變化過程中，能量不會自生自滅，只能在任何變化過程中，能量不會自生自滅，只能從一種形式轉化為另一種形式，能量總值不變。從一種形式轉化為另一種形式，能量總值不變。 17能量守恒定律能量守恒定律熱力學第一定律熱力學第一定律封閉體系：始態封閉體系：始態(1) 終態終態(2) U = U2 - U1 = Q + W熱力學能的變化等于體系從環境吸收的熱熱力學能的變化等于體系從環境吸收的熱量加上環境對體系所做的功。量加上環境對體系所做的功。1.4.2 反

12、應熱和反應焓變反應熱和反應焓變化學反應時，如果化學反應時，如果體系不做非體積功體系不做非體積功，當反，當反應終態的應終態的溫度恢復到始態的溫度溫度恢復到始態的溫度時，體系所時，體系所吸收或放出的熱量，稱為該反應的吸收或放出的熱量，稱為該反應的反應熱反應熱。1摩摩爾爾Q 18 恒壓反應熱和反應焓變恒壓反應熱和反應焓變恒壓反應熱恒壓反應熱: 化學反應在恒溫恒壓條件下化學反應在恒溫恒壓條件下，如果如果體系不做非體積功體系不做非體積功，此時的反應熱稱此時的反應熱稱為該反應的恒壓反應熱。為該反應的恒壓反應熱。有氣體參入的反應：有氣體參入的反應：反應始態反應始態(1)反應終態反應終態(2) U = Qp

13、+ W = Qp - p V恒壓反應熱不等于體系熱力學能的變化恒壓反應熱不等于體系熱力學能的變化 19 焓變焓變 U = Qp + W = Qp - p V U2-U1=Qp - p (V2-V1) Qp=(U2+pV2) (U1+ pV1)焓焓: H = U + PV說明說明：（1）H 無明確物理意義無明確物理意義 （2）H 是狀態函數是狀態函數 （3）單位）單位J、kJ （4）絕對值無法測知絕對值無法測知 H = H2 - H1 = Qp 20 反應焓變反應焓變 H = H2 - H1 = Qp化學反應在封閉體系中、恒壓條件不化學反應在封閉體系中、恒壓條件不做非體積功時：做非體積功時：吸熱

14、吸熱反應反應：Qp 0, H 0放熱放熱反應反應：Qp 0, H 0 HQ H 12 21熱化學方程式：表示化學反應與熱效應關系熱化學方程式：表示化學反應與熱效應關系 的方程式的方程式。 22熱化學方程式熱化學方程式 rHm = -241.82 kJmol-1H2(g) + O2(g) H2O(g) 298.15K100kPa如如12表示在表示在298.15K、100kPa下，當反應進度下，當反應進度 =1mol時時(1mol H2(g)與與0.5mol O2(g)反應，反應，生成生成1molH2O(g)時時)，放出，放出241.82kJ熱量。熱量。注意！注意！1.1.要配平并注明反應的溫度、

15、壓力。要配平并注明反應的溫度、壓力。（298.15K298.15K和和100kPa100kPa可略去不寫可略去不寫）2.2.注明各物質的聚集狀態。注明各物質的聚集狀態。 23 3.3.同一反應同一反應, ,反應式系數不同反應式系數不同, , r rH Hm m不同不同 。2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) rHm = -483.64 kJmol-1 H2(g) +0.5 O2(g) H2O(g) rHm = -241.82kJmol-14.正、逆反應的正、逆反應的Qp的絕對值相同的絕對值相同, 符號相反。符號相反。 HgO(s) Hg(l) + 0.5O2(g) rHm = 90.8

16、3 kJmol-1 Hg(l) +0.5O2(g) HgO(s) rHm = -90.83 kJmol-1聚集狀態：聚集狀態：s-solid (固體固體),l-liquid(液體液體),g-gas(氣體氣體);固體可有不同晶形：固體可有不同晶形： C(石墨石墨), C(金剛石金剛石) 在恒溫恒壓或恒溫恒容條件下，體系不做非體積在恒溫恒壓或恒溫恒容條件下，體系不做非體積功，一個過程無論一步完成，還是分數步完成，功，一個過程無論一步完成，還是分數步完成，其熱效應相同。或說，其熱效應相同。或說，“反應焓變與途徑無關反應焓變與途徑無關”。C(s) + O2(g) rHm CO(g) + O2(g)12

17、 H1 H2CO2(g) rHm= H1+ H2應用赫斯定律不僅可計算某些恒壓反應應用赫斯定律不僅可計算某些恒壓反應熱，而且可計算難以或無法用實驗測定熱，而且可計算難以或無法用實驗測定的反應熱。的反應熱。 H1 = rHm- H2=(-393.51)-(282.98)kJmol-1=-110.53 kJmol-1 241.4.3 應用標準摩爾生成焓計算標準應用標準摩爾生成焓計算標準摩爾反應焓變摩爾反應焓變 25物質物質標準態標準態氣體氣體標準壓力標準壓力(p =100kPa)下純氣體下純氣體液體液體固體固體標準壓力標準壓力(p =100kPa)下下純液體、純固體、純液體、純固體、溶液中的溶液中

18、的溶質溶質標準壓力標準壓力(p )下質量摩爾濃度為下質量摩爾濃度為1molkg-1(近似為近似為1molL-1) 未指定溫度時常用未指定溫度時常用298.15 K. 非非298.15 K，必須寫出必須寫出。 標準摩爾生成焓標準摩爾生成焓定義：標準態及指定溫度，由最穩定的純態單質定義：標準態及指定溫度，由最穩定的純態單質生成單位物質的量的某物質的焓變生成單位物質的量的某物質的焓變(即恒壓反應即恒壓反應熱熱)。符號符號 fHm單位：單位： kJmol-12. fHm代數值越小代數值越小, 化合物越穩定。化合物越穩定。3.必須注明溫度，若為必須注明溫度，若為298.15K時可省略。時可省略。1.最穩

19、定純態單質最穩定純態單質 fHm=0, 如如 fHm(石墨石墨)=0。注意！注意！高溫時分解高溫時分解-157.3CuO(s)加熱不分解加熱不分解-635.09CaO(s)穩定性穩定性 fHm/(kJmol-1)物質物質 26請思考：下列物質的標準摩爾生成焓可用請思考：下列物質的標準摩爾生成焓可用哪些反應的標準摩爾焓變來表示？哪些反應的標準摩爾焓變來表示？ f Hm(Fe2O3,s,298.15K) f Hm(CO2,g,298.15K) f Hm(CH4,g,298.15K) f Hm(H2SO4,l,298.15K)2Fe(s)+ O2(g)=Fe2O3(s)23C(s)+ O2(g)=CO2(g)C(s)+ 2H2(g)=CH4(g)S(s)+ 2O2(g)+H2(g)=H2SO4 (l) 27 標準摩爾反應焓變的計算標準摩爾反應焓變的計算化學反應的標準摩爾反應焓變等于生成物化學反應的標準摩爾反應焓變等于生成物的標準摩爾生成焓的總和減去反應物的標的標準摩爾生成焓的總和減去反應物的標準摩爾生成焓的總和。準摩爾生成焓的總和。化學反應：化學反應：cC + dD = yY + zZ(任一物質均處于溫度任一物質均處于溫度T的標準態的標準態) rHm = y fHm(Y) + z fHm(Z) - c fHm(C) + d fHm(D) rHm =i fHm