文档介绍：第1章热化学与能源
§ 反应热
一、热力学中几个基本概念
1. 体系和环境:热力学中研究的对象为体系,称体系以外的其他部分为环境.
2. 状态和状态函数
3. 过程和途径可逆过程
4. 化学计量数和反应进度
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
各计量数( N2)= -1 ( H2)= -3 ( NH3)= 2
反应进度,单位是mol
N2
生成了3 mol的NH3
则该反应进度为=- /-1
= - /-3
= 3 mol/2 =
注意:对不同反应式有不同的进度; ,但对于
下式反应 1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g) 反应进度为3 mol
反应热的测量,
Q或q 表示热量,单位用J(焦耳)、kJ(千焦) 系统放出热量,则q 为负值;系统吸收环境的热量,则q为正值
装置图P12
一般用已知燃烧热的样品测试量热计的热容C:q(已知)=-CT
C含水的总热容和仪器的热容
q (未知)= -CT ‘
§ 反应热理论计算
一、热力学第一定律
1、能量守恒定律
2、焓的定义
3、qv与qp差别
4、反应热的表示
5、盖斯定律
二、标准摩尔生成焓
在温度T、标准压力p (100kPa) )下,由稳定单质生成1mol某物质时,所产生的反应热就叫该物质的标准摩尔生成热,单位:-1 ,符号DfH m
注:稳定单质?对于存在多种单质形式的有特指,如磷指白磷,碳指石墨等。
该温度、压力下的稳定状态:如书中数据常是标准压力、298K的数据。该条件下氯的稳定状态是Cl2(g),而不是Cl2(l);溴是Br2( l ),而不是Br2( g );碘是I2(s),而不是I2(l);
H2 (g)+1/2 O2(g)  H2O (g) DHm ()=- -1 DfHm
C (s)+O2(g)  CO2 (g) DfHm(g,CO2)=-
2H2 (g) +O2(g) 2H2O (g)
DHm ()=- -1
H2 (g) +1/2O2(g) 2H2O (l)
DfHm (l,)=- -1
有了标准生成焓数据,任意反应即可查表计算反应热。
如: 4NH3(g) +5 O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g)
查表:DfHm(NH3,g)=- -1
DfHm(NO,g)=-1
DfHm(H2O,g)=- -1
DrHm=4DfHm(NO,g)+6DfHm(H2O,g) -4DfHm(NH3,g)
=4×+ 6×(-)-4×(-)
=- -1
三、从其它数据计算反应热
cm计算
CH3OH(l) + O2 CO2 + 2H2O cm=-
CH2O(g) + O2 CO2 + H2O cm=-
CH3OH(l) + O2 CH2O(g) +H2O (l)
rm= --(-)=- kJ·mol-1

Ec=c=602 ,EO-H=,EC-H=411
Ec-c=,Ec-o= kJ·mol-1
rm=4 EC-H +1× Ec=c +2× EO-H
-[5 EC-H + 1× Ec-c + 1× Ec-o + 1× EO-H]
= Ec=c+ EO-H - EC-H - Ec-c- Ec-o
=602+459-411-346-358
=-54 kJ·mol-1