文档介绍：第二章化学反应的一般原理
教学基本要求
初步了解体系、环境、状态、状态函数、热力学能、热、功;理解热力学第一定律。
熟悉恒容反应热、恒压反应热、焓、标准摩尔反应焓变、标准摩尔生成焓等基本概念;掌握盖斯定律的应用、热化学反应方程式的正确书写、掌握由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变的方法。
熟悉熵、吉布斯函数的概念。掌握标准摩尔反应熵变及标准摩尔反应吉布斯函数变的计算方法。会用ΔG判定反应方向。
熟悉化学平衡的概念及实验平衡常数;掌握标准平衡常数及其有关计算;掌握多重平衡规则;掌握化学平衡移动的规律。(浓度、压力、温度、催化剂等对平衡的影响)
解化学反应速率的概念,理解化学反应速率方程表达式和反应级数的概念;理解阿仑尼乌斯公式及其应用,比如求Ea和速率常数;理解碰撞理论、过渡态理论及浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。
二、学时安排
教学内容
学时
1学时
2学时
2学时
2学时
2学时
三、教学内容
§2-1,基本概念和术语
一、体系和环境
体系——人为选取一定种类,一定数量的物质作为研究的对象,这一部分物质或空间叫做体系或系统。
环境——与体系有密切联系的一部分物质或空间。
二、状态和状态函数
状态
由一系列表征系统性质的宏观物理量(如T、P、V等)所确定下来的系统的存在形式称系统的状态。
一个体系的状态是由它的一系列物理量来确定的。这些物理量我们称之为体系的宏观性质。可分为容量性质和强度性质。
容量性质:与物质的数量有关,具有加合性。如m、V、n、Cr(热容量)。
强度性质:与物质的数量无关,不具有加合性。如T、P、ρ、C(比热)
当体系的宏观性质都有确定值时,我们称其处于一定的状态。体系的任何一个性质发生变化时,体系的状态即改变。但状态改变时,不一定所有的性质都改变。
状态函数
凡能决定体系状态的一切宏观性质(物理量)都叫做状态函数。
特点:
<1>体系的一些状态函数是相互联系、相互制约的。因此确定了几个状态函数,其它的状态函数也随之而定。如PV=nRT
<2>任何状态函数的变化值,只决定于体系的始态和终态。而与变化的途径无关。
10℃(1 ) △ 30℃
(2) △冷却
50℃
(3)
冷却△
0℃
如:一杯水经①、②、③三个不同的途径,由10℃变成30℃,虽途径不同但△T=30℃-10℃=20℃
换言之:如果一个物理量的变化值,只与体系的始末状态有关而与变化的途径无关,它一定是个状态函数。
状态函数的这一特性,使研究得以简化。可不考虑其复杂的中间过程,直接求出状态函数的变化量。
热和功
热和功是系统发生状态变化时与环境进行能量交换的两种形式。
热(Q):由于温度不同而造成的能量的传递。
功(W):除热之外,所有其他形式的能量传递。
* Q和W不是状态函数
Q和W是体系发生变化时能量的传递形式。只有在体系发生变化时才显示出来。不是体系所具有的性质。他们除与体系状态有关外还与变化的具体途径有关。
* Q和W的符号
Q W
热力学能与热力学第一定律
.热力学能(U)
定义:体系内部能量的总和,(包括分子的动能、势能、键能、核能等)不包括体系整体运动的动能和体系整体处于外力场中具有的位能。
<1>热力学能是状态函数,一定的状态下有一定的U值,同一体系、同一状态时,不可能有不同的U值。而不同体系或同一体系不同状态时则可能有相同的U值。
<2>U的绝对数值是不可求的,只能测出反应前后U的变化值ΔU。
ΔU=U终-U始
<3>U为容量性质,具有加合性,采用能量单位:J或kJ。
热力学第一定律(能量守恒定律)
定律:在任何过程中,能量不会自生自灭,只能从一种形式转化为另一种形式。转化过程中,能量的总值不变。
数学表达式:ΔU-(Q+W)=0 即:ΔU=Q+W
§2-2 热化学
化学反应的热效应(反应热)
定义:系统发生化学变化时,当系统不作非体积功,并使体系终态温度恢复到始态温度,则在这一过程中放出或吸收的热量称为该反应的反应热。
恒容反应热
在不作非体积功的情况下,恒容过程的V终=V始即ΔV=0
体积功W=PΔV=0 则ΔU=QV
即:恒容过程中体系所吸收的能量QV全部用来增加体系的内能。
恒压反应热
恒压过程通常是在敞口容器中进行的。P终=P始=P外
由于体系只做体积功,∴W=-PΔV,则ΔU=QP-PΔV
体系的焓与反应的焓变
焓:在恒压和不作非体