《化学反应方向》ppt课件

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1、第二章化学反应的方向一、化学热力学及其研究目的判断化学反应方向的三个参数二、热化学和焓变（H)1反应热的测定1）恒压热效应Qp2）恒容热效应Qv2焓与焓变(焓,H,Enthalpy)1）热力学第一定律2）焓与焓变3热化学方程式4热效应的计算1）Hess定律（反应热加合定律）2）标准生成焓（）3）键焓三、熵(S)和Gibbs自由能变G1熵(S,Entropy)1）定义及其意义2）标准熵3）熵值的一些规律4）熵变及其计算5）熵变与反应的自发性2Gibbs自由能变G与自发反应1）Gibbs自由能的定义2）标准Gibbs自由能3）的计算4）G与反应的自发性5）G-H方程的应用引言：判断化学反应

2、方向的参数2Fe(s)+1.5O2(g)=Fe2O3(s)H=－822kJ/mol自发S0N2(g)+O2(g)=2NO(g)H=+180kJ/mol非自发S＝0KNO3(s)=K+(aq)+NO3-(aq)H=35kJ/mol自发S>>03H2(g)+N2(g)=2NH3(g)H=-92.2kJ/mol自发?S=-0.199kJ·mol-1·K-1热效应：H混乱度（熵）：S综合判断参数：G=H－TS一、化学热力学及其研究目的热力学：是研究能量相互转化规律的科学。化学反应过程中的两个变化：物质和能量3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)Q=-92.

3、2kJ（放热）化学热力学：是研究化学变化与能量变化关系的科学。研究目的：讨论化学反应的方向，化学反应进行的程度等。热化学：是研究化学反应中热效应的科学。化学热力学解决什么问题1.反应的方向(△rGmø﹤0?)指定条件下，正反应可否自发进行；2.反应的限度——如果能，正反应能否进行到底(K大小)；3.反应过程的能量转换——放热？吸热？（△rHm﹤0,放热;△rHm﹥0,吸热）4.反应机理——反应是如何进行的？5.反应速率。化学热力学回答前3个问题，但不能回答后2个问题，后2个问题由“化学动力学”回答。热力学方法的特点1.研究本系的宏观性质即大量质点的平均行为，所得结论具有统计意义；不涉及个别质点

4、的微观结构及个体行为，不依据物质结构的知识。2.不涉及时间概念。无机化学课的“化学热力学初步”，着重应用热力学的一些结论，去解释一些无机化学现象；严格的理论推导、详细地学习“化学热力学”，是“物理化学”课程的任务之一。化学热力学的常用术语体系与环境：能量交换物质交换敞开体系有有(open)封闭体系有无(closed)孤立体系无无(isolated)体系环境化学热力学的常用术语状态和状态函数：状态由一些物理量来确定，如气体的状态由P、V、T、n等来确定。决定体系状态的物理量称为状态函数。P、V、T、n等均是状态函数。途径和过程：状态发生变化的经过称过程。完成这个过程的具体步骤称途径。等温过程：反

5、应前后温度不变（T=0）等压过程：反应前后压力不变（P=0）等容过程：反应前后体积不变（V=0）绝热过程：反应中体系与环境无热量交换（Q=0）化学热力学的常用术语热和功（没有过程就没有热和功）体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热（Q)。Q>0,体系吸收热量Q<0,体系释放热量除热之外，体系与环境之间以其它形式交换或传递的能量称为功（W）。W>0,体系对环境做功W<0,环境对体系做功内能：体系内部储存的总能量称为内能(U)。U为状态函数。体系内能的绝对值至今尚无法知道。二、焓(H)与焓变(H)(Enthalpy)－定义热力学第一定律（能量守恒定律）U=Q–W(封闭体系,cl

6、osed）(2-1)U：体系内能的改变；Q：体系吸的热；W:体系对环境所做的功，可以是机械功、电功、体积膨胀功等。在恒压条件下，只做体积功时，W=PV，则有：U=Qp–PV(2-2)或Qp=U+PV=(U2–U1)+P(V2–V1)=(U2+PV2)–(U1+PV1)定义：HU+PV（焓的定义）得：Qp=H2–H1=H即：H=Qp（在数值上）(对等温等压不作非体积功的化学反应来说，H就是该反应的反应热)(2-3)(封闭体系、等压过程、只做体积功)焓与焓变－性质和意义H，H为状态函数。H反映了化学反应的热效应。H为广度量（容量性质）,即与物质的量有关系的量。（强度量：与

7、物质的量无关系的量，无加合性。如温度）另外，在恒容条件下，V=0,体系不做体积功（也不做其它功）,即W=0，此时，热力学第一定律可表示为：U=QV在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ/mol25°C,标准状态，r:reaction(化学反应）m:mol(摩尔）:热力学标准状态(标态)(标态：只涉及浓度与压力，与温度无关！)注意：