第2章 化学反应基本原理ppt课件.ppt

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1、第2章化学反应基本原理2.1化学热力学2.2化学动力学2.1化学热力学2.1.1热力学术语和基本概念2.1.2热力学第一定律2.1.3自发变化和熵2.1.4Gibbs函数2.1.5化学平衡2.1.1热力学术语和基本概念一、系统和环境敞开系统：封闭系统:隔离系统:系统(体系)：被研究对象。环境：系统外与其密切相关的部分。与环境有物质交换也有能量交换。与环境无物质交换有能量交换。与环境无物质、能量交换。状态：体系不再随时间变化的情形(体系的宏观性质的综合表现)。状态函数：描述系统性质的物理量。(P、V、T等)二、状态和状态函数特点:①、状态一定，

2、状态函数一定。②、状态变化，状态函数也随之而变，且状态函数的变化值只与始态、终态有关，而与变化途径无关。图2-1理想气体两种不同变化过程(I)、加压(II)、加压升温减压降温P1=101.3kPaT1=373KV1=2m3P2=202.6kPaT2=373KV2=1m3始态终态P3=303.9kPaT3=473KV3=0.845m3过程：系统的某些性质发生的改变。途径：系统从始态到终态所经历的过程总和。等温过程:始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度(T不变)。等压过程:始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力(P不变)。等容过

3、程:始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积(V不变)。三、过程和途径相:系统中物理性质和化学性质完全相同的且与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分。四、相均相系统(或单相系统)非均相系统(或多相系统)五、化学反应计量式和反应进度1、化学反应计量式化学计量数：规定：反应物,νB的值为负；生成物,νB值为正。例如：N2＋3H2＝2NH3ν(NH3)=+2,ν(N2)=-1，ν(Ｈ2)=-30＝（+2）NH3+（-1）N2+（-3）H20＝2NH3—N2—3H22、反应进度:表示化学反应进行的程度单位：mol3.010.0002.07.

4、02.01.55.53.0说明：①、对指定的反应计量式，反应进度与物质的选择无关。②、反应进度与反应的计量方程式的写法有关。③、摩尔反应：当反应进行到ΔnＢ恰好等于νＢ时，即：2.1.2热力学第一定律一、热和功以热的形式转移能量有方向性：规定：系统吸热：Q>0(+Q)系统放热：Q<0(-Q)热不是状态函数系统进行各种不同过程所伴随的热可由实验测定。1、热(Q)：系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。1)、功有方向性规定：环境对系统做功，W>0(+W，得功）系统对环境做功，W<0(-W，失功)功也不是状态函数2、功(W)：系统与环境之间除热之

5、外以其它形式传递的能量。体积功非体积功2)、分类体系环境Q环境W+Q-Q-W+W热力学能(U):在不考虑系统的整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之和(内能)。二、热力学能无法测定热力学能的绝对值，只能确定其变化量。U是状态函数：三、热力学第一定律能量守恒与转化定律：U1U2WQU2-U1=Q+W封闭系统的热力学第一定律封闭系统，在等温等容过程时：V=0，W=0封闭系统，在等温等压过程只作体积功的条件下：QV=UQV为等容反应热四、焓变和热化学方程式Qp为等压反应热反应热(Q)：在一定条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量

6、。焓焓变Qp=H、焓是状态函数；、焓的单位与热力学能的相同；、无法测定焓的绝对值，只能确定其变化量；、理想气体的焓只是温度的函数。1、焓和焓变焓的特点：2、热化学方程式表示化学反应及其反应的标准摩尔焓变关系的化学反应方程式。焓：：反应的标准摩尔焓变意义：反应进度为1mol时，焓的变化量。反应的摩尔焓变：注意：①、注明物质的聚集状态②、反应计量式须配平，且必须与反应计量式相匹配。(l)③、注明反应温度，但焓变随温度改变变化不大。3、标准状态和标准状况标准状况：标准压力下物质确切的聚集状态：T=273.15K标准状态:标准压力下物质确切的聚集状

7、态：T=TK①气体的标准态：下并表现出理想气体特性的气体纯物质的状态。②纯液体或固体的标准态：下纯液体或固体纯物质的状态。③溶液中溶质B的标准态：并表现出无限稀释溶液特性时溶质B的状态。-1kg1mol4、标准摩尔生成焓①、物质B的标准摩尔生成焓:在温度T下,由指定参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变。单位：kJ·mol-1是物质B的生成反应的标准摩尔焓变。参考状态单质：一般是时最稳定的状态。如：H2(g)，O2(g)，石墨，白磷P4(s,白)各种物质的多数小于零。同类型化合物的与稳定性的关系：如：HF(g)-271.1kJ/m

8、olHCl(g)-92.307kJ/molHBr(g)-36.4kJ/molHI(g)26.48kJ/molp.228②、由标准摩尔生成焓求反应的标准摩尔焓变始态终