4燃烧理论基础

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1、第四章燃烧理论基础第一节燃烧反应的热力学基础一、热力学简单回顾热力学三定律：热力学第零定律：热平衡系统具有一个数值上相等的共同的宏观性质——温度热力学第一定律：能量守恒定律——热量、功、内能热力学第二定律：自发过程的方向性——熵增加（1）热传导现象热量自动地从低温物体传递给高温物体的过程是不可能发生的。低温物体高温物体热量（2）功变热例：飞轮功热功热静止的飞轮由于轴承变冷而使飞轮重新转动起来的现象是不可能发生的。1、热力学第二定律的现象（3）自由膨胀气体决不会自动收缩回容器的左边，而另一边变为真空（4）扩散均匀混合的

2、两种气体又自动分离的过程是绝对不会发生的（5）结论自然界实际上自发发生的过程（自然过程）都具有方向性。热力学第二定律判断过程进行的方向（哪些能自发进行，哪些不能）（1）克劳修斯的定义：绝热可逆过程，上式取等号。2、熵的定义a.统计意义N粒子系统微观态宏观态一个宏观态包含许许多多微观态，假设所有的微观态其出现的可能性是相同的。则包含微观态数目多的宏观态出现几率大。（2）熵的统计表述——有序和无序平衡态所包含的微观态数目最大！宏观态微观态数目左4，右01左3，右14左2，右26左1，右31左0，右44宏观态出现的几率1/

3、164/166/164/161/16气体自由膨胀，膨胀后气体分子在左右两边可能的分布（四个分子为例）在孤立系统中发生的自发过程总是从包含微观态数目少的宏观态向含微观态数目多的宏观态转变，或者说，从热力学几率小的宏观态向热力学几率大的宏观态过渡。——热力学第二定律的统计意义b.熵的统计表述孤立系统总是从热力学几率小的宏观态向热力学几率大的宏观态过渡。孤立系统总是从非平衡态向平衡态过渡。孤立系统总是沿着熵增加的方向进行！玻耳兹曼引入了熵的统计表述：微观态数目它揭示了熵这个宏观物理量的微观本质二、燃烧过程能量转换的数量关系

4、所有的化学反应都伴随着能量的吸收或释放。而能量通常是以热量的形式出现。当反应体系在等温条件下进行某—化学反应过程时，除膨胀功外，不作其它功，此时体系吸收或释放的热量，称为该反应的热效应（热焓）。标准热效应（热焓）：反应在latm、298K下进行表示为，上标‘0’代表1atm标准压力，下标‘298”代表标准温度298K吸热为正值，放热为负值1、生成热（焓）、反应热（焓）、燃烧热（焓）燃烧焓：一摩尔的燃料和氧化剂在等温等压条件下完全燃烧释放的热量。标准状态时的燃烧焓称为标准燃烧焓。生成焓：由最稳定的单质化合成标准状态下一

5、摩尔物质的反应焓。反应焓：等温等压条件下反应物形成生成物时吸收或释放的热量。反应焓＝生成物焓的总和－反应物焓的总和生成焓和燃烧焓均是反应焓的特殊情况；当反应物是稳定单质，生成物是一摩尔的化合物时的反应焓就等于其生成焓；当反应物中的燃料为一摩尔时，其参加反应生成的反应焓就为燃烧焓。燃烧焓和生成焓的最大区别则在于：燃烧焓是针对反应物而言，生成焓是针对生成物而言的。生成焓、反应焓、燃烧焓三者的区别定义要点：①生成焓为稳定单质反应生成1mol化合物的焓的增量；②规定在101kPa压强，测出反应所放出的热量，因为压强不定，反应

6、焓数值不同；③计算燃烧焓书写燃烧反应的热化学方程式时可燃物一定是1mol，即可燃物的计量系数一定是1，其他物质的计量系数可以用分数或小数表示(建议用分数)；④规定可燃物完全燃烧生成稳定化合物所放出的热量为标准．H2(g)+I2(s)→HI(g)=25.10kJ／molCO(g)+O2(g)→CO2(g)=-282.84kJ／molN2(g)+3H2(g)→2NH3(g)=92.04kJ／mol××√判断下列热化学方程式的反应焓是否为生成焓？生成焓一定是由稳定单质化合反应生成1mol物质的热量。燃烧焓计算H2S(g)+

7、1/2O2（g）→H20（l）+S↓，燃烧焓ΔH1；由于生成的S没有燃烧完全，所以这个反应放出的热量ΔH1不能作为H2S的燃烧焓。H2S(g)+3/2O2（g）→H20（l）+SO2（g），ΔH2；这时水的状态为稳定的液态，而也生成稳定的氧化物SO2，所以这时的ΔH2就是H2S的燃烧焓。另外，对于水来说，1mol可燃物完全燃烧必须生成液态水时放出的热量才能称为燃烧焓，气态水不可以。2、燃烧焓的计算——根据标准生成焓计算1）写出热化学方程式；2）根据质量守恒，确定一摩尔燃料对应下的其它各反应物和生成物的计量系数；3）查

8、表确定各反应物和生成物的生成焓；4）根据下式计算出燃烧焓。例：求甲烷在空气中完全燃烧时的燃烧焓？CH4(g)+2O2(g)+7.52N2(g)CO2(g)+2H2O(l)+7.52N2(g)查表：3、燃烧焓的计算——根据键能计算反应焓当化合物的标准生成焓未知时，可用键能来计算反应焓化合物原键的拆散和新键的形成过程，在此过程中伴有能量的变化，并以