第五章节化学热力学基础幻灯片.pptVIP

(2) N2(g) + O2(g) ? 2 NO(g) ?fHm? /kJ·mol-1 0 0 90.4 Sm? /J·mol-1K-1 191.5 205.0 210.6 ?rHm? = 180.8 kJ·mol-1, ?rSm? = 24.7 J·mol-1K-1 自发反应的温度为： ?rGm? ＝ ?rHm? - T ? ?rSm? ? 0 T ? ?rHm? /?rSm? = 180.8 ? 103/24.7 = 7320 K 因此该反应只有在放电的发动机点火的情况下才可发生。 (3) N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g) ?fHm? /kJ·mol-1 0 0 -46.2 Sm? /J·mol-1K-1 191.5 130.6 192.5 ?rHm? = -92.4 kJ·mol-1, ?rSm? = -198.3 J·mol-1K-1 自发反应的温度为： ?rGm? ＝ ?rHm? - T ? ?rSm? ? 0 -92.4 ? 103 + T ? 198.3 ? 0 T ? 466 K 但合成氨反应是在高温（773K）和高压（5 ? 107 ）下反应. 从(1)和(2)对比, 可以看出写出晶形的必要性。(3)和(4)对比, 可以看出写出状态的必要性。(4)和(5)对比, 可以看出计量数不同的热量变化。(3)和(6)对比, 可以看出互逆反应热效应的关系。 二、盖斯定律 盖斯(Hess)在1840年指出：一个化学反应，不论是一步完成，还是分数步完成,这个过程的总的热效应是相同的。这就是盖斯定律。这个定律可以用下列的图式表示（以恒压过程的反应为例。其中：A、B、C表示反应的中间产物；Q1、Q2 … Q5为各个过程的反应热；Q为总的反应热）。 盖斯定律的实际意义： 有的反应虽然简单, 但其热效应难以测得，但利用盖斯定律可以间接计算得到。因为盖斯定律指出，化学反应的热效应与反应物、生成物的种类、状态和变化的量有关，而与化学变化的途径无关。这样就可以将某反应设计多个步骤的反应，可以计算得到某一步骤的反应热。例如，碳不完全燃烧生成一氧化碳，但同时不可避免地会生成少量二氧化碳，因此用实验的方法不可能准确地测量出一氧化碳的生成热。利用盖斯定律，从易于测定的二氧化碳的生成热和一氧化碳的燃烧热，可以计算出一氧化碳的生成热。这也是盖斯定律的实际意义。 盖斯定律的应用 注意：Hess定律不只是适用恒压（或恒容）热效应，可以推广到一切状态函数，对于反应自由能变、反应熵变等一切状态函数都适用。因此利用盖斯定律，我们可以借助一些已知的反应焓变、反应自由能变、反应熵变来求取同一反应条件下的未知反应的焓、自由能和熵的变化量。 例：已知反应: H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l)，求此反应的热效应。解：此反应可以按下面的途径分步完成， 例 ：已知 Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ?rH?m = ?349.8 kJ?mol-1 SnCl2(s) + Cl2(g) = SnCl4 (l) ?rH?m = ?195.4 kJ?mol-1 求: Sn(s)+ 2Cl2(g) = SnCl4(l) 的反应热?rH?m 解：Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ?rH?1 (1) SnCl2(s)+Cl2(g) = SnCl4 (l) ?rH?2 (2) (1)+(2)得：Sn(s) + 2Cl2(g) = SnCl4(l) ?rH?m ∴ ?rH?m = ?rH?1 + ?rH?2 = ?349.8 + (?195.4) = ?545.2 kJ?mol-1 注意盖斯定律应用条件： ① 某化学反应是在恒压（或恒容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在恒压（或恒容）下进行； ② 要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相