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第一章 化学反应热 要点 基本概念 系统与环境 状态与状态函数 热力学第一定律 化学反应热 等容反应热 (Qv) 等压反应热 (Qp) 反应焓变的计算 1.1 基本概念 系统 ：划定的研究对象 环境：系统以外的与系统密切相关的周围部分 分类 物质交换 能量交换 敞开系统 有 有 封闭系统 无 有 孤立系统 无 无 敞开系统 封闭系统 孤立系统 状态：系统宏观性质的综合表现 状态函数：确定状态的物理量 （如 T，p, V） 状态函数性质特点： 与状态相对应，为单值函数 改变量只决定于始终态，与途径无关 过程:体系状态发生变化的经过叫做过程。 途径:完成某一变化过程的具体步骤称为途径。 P3= 303.9kPa T3= 473K V3= 0.845m3 P1=101.3kPa T1= 373K V1= 2m3 P1=202.6kPa T1= 373K V1= 1m3 （途径1）加 压 （途径2）加压、升温 减压、降温 始 态 终 态 理想气体两种不同变化过程 过程可分为：恒温过程、恒压过程、恒容过程、 绝热过程， 可逆过程等。 1.2 热力学第一定律 热：系统与环境之间由于存在温差而传递的能量 Q 系统吸热: Q 0; 系统放热: Q 0 功：系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量 W 系统对环境做功，W 0 环境对系统做功，W 0 热、功 均不是状态函数。 体积功 （膨胀功） W体 非体积功 （有用功） W非 W = W体 + W非 pex V1 热力学能 热力学能 ( U ): 系统内所有微观粒子的全部能量 之和，也称内能。 U 是状态函数 U： 绝对值无法确定； 但是△U 可确定 △U = U2 - U1 热力学第一定律 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。 封闭系统 热力学第一定律为： ΔU = Q + W U1 U2 吸热 Q 得功 W U2 = U1 + Q + W U2 – U1 = Q + W 1.3 化学反应的热效应 KClO3 + H2SO4 KHSO4 + HClO3 4 HClO3 2 Cl2 + 5 O2 + 2 H2O + Q 第二代火柴 （不安全） 白磷 + 硫磺 + MnO2 + 树胶 P （白） P （红） 无O2 演示实验：安全火柴 （第三代火柴） 化学反应热效应 （反应热） 定义: 当生成物与反应物温度相同时化学反应过 程中放出或吸收的热量 等容反应热 （QV）： 条件： T， V 一定， W非 = 0, ΔU = QV + W = QV – PΔV + W非 QV = ΔU 体系吸收的热量(QV) 全部用来增加体系的热力学能 等压反应热 （Qp）和 焓 （H） 条件：T，p 一定，W非 = 0，W体 = - pΔV = - p (V2 -V1) 由热力学第一定律： ΔU = Q + W （封闭） ΔU = U2 – U1 = Qp – p（V2 –V1） （恒压） Qp = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） 令 H ＝ U ＋ p V H：新的函数-----焓 则 Qp = H2 –H1 = ? H（? H 称为焓变） Qp = ΔH 体系吸收的热量 ( Qp) 用于增加体系的焓 ΔH 的物理意义： ( 热势能 ) 在封闭体系中，等压、 无有用功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓。 ΔH = ΔU + pΔV （封闭、等压、无 W非 ） H 是状态函数， ? H 不是状态函数 说明 QV, Qp（1）为数值关系 （2）不为状态函数 赫斯定律 反应体系只做体积功，不做其它功，而且是在恒容或恒压条件下，无论化学反应是一步或分几步完成，这个过程的热效应是相同的。 即：Q