无机化学(程林)01化学反应中的质量关系和能量关系.ppt

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1、无机化学,程 林E-mail:,第一章 化学反应中的质量关系和能量关系,第一章 化学反应中的质量关系和能量关系,3.阐明化学反应中的质量关系和能 量关系。,1.阐述化学中的计量;,2.引入化学计量数，反应进度，状 态函数,标准态和反应焓变等重 要概念;,会应用热化学方程式和物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。,第一章 化学反应中的质量关系和能量关系,第一章 化学反应中的质量关系和能量关系,1-1 化学反应中的计量,1-2 化学反应中的质量关系,1-3 化学反应中的能量关系,第一节化学反应中的计量,第一节 化学反应中的计量,1-1-1 相对原子质量和相对分子质量,1-1-1 相对原子质量和

2、相对分子质量,1-1-1 相对原子质量和相对分子质量,相对原子质量(Ar)被定义为元素的平均原子质量与核素12C原子质量的1/12之比，以往被称为原子量。例如：Ar(H)=1.0079 Ar(O)=15.999,1-1-1 相对原子质量和相对分子质量,相对分子质量(Mr)被定义为物质的分子或特定单元的平均质量与核素12C原子质量的1/12之比.(以前被称为分子量)例如：Mr(H2O)=18.0148 18.01 Mr(NaCl)=58.443 58.44,1-1-2物质的量及其单位,1-1-2物质的量及其单位,是用于计量指定的微观基本单元(如分子、原子、离子、电子等微观粒子)或其特定组合的一个

3、物理量。符号为n 单位为摩尔（mole）、mol,物质的量,物质的量及其单位,1-1-2物质的量及其单位,系统中的物质的量若为摩尔，表示该系统中所包含的基本单元数与0.012kg12C的原子数目相等。0.012 kg 12C 所含的碳原子数目(6.0221023个)称为阿伏加德罗常数Avogadro（NA）。,物质的量及其单位,1-1-2物质的量及其单位,1mol H2表示有NA个氢分子2mol C表示有2NA个碳原子3mol Na+表示有3NA个钠离子4mol(H2+O2)表示有4NA个(H2+O2)的特定组合体，其中含有4NA个氢分子和2NA个氧分子。,1-1-2物质的量及其单位,在使用摩

4、尔这个单位时，一定要指明基本单位(以化学式表示)否则示意不明。,例如:笼统说“1mol氢”难以断定是指1mol氢分子还是指1mol氢原子或1mol氢离子,1-1-2物质的量及其单位,在混合物中，B的物质的量(nB)与混合物的物质的量(n)之比，称为组分B的物质的量分数(xB)，又称B的摩尔分数。,如 含1molO2和4molN2的混合气体中,O2和N2的摩尔分数分别为：x(O2)=1mol/(1+4)mol=1/5x(N2)=4mol/(1+4)mol=4/5,摩尔分数,1-1-3 摩尔质量和摩尔体积,1-1-3 摩尔质量和摩尔体积,例如 1mol H2的质量为2.0210-3kg H2的摩尔

5、质量为2.0210-3kgmol-1,摩尔质量,某物质的质量(m)除以该物质的物质的量(n)M=m/n M的单位kgmol-1或gmol-1,1-1-3 摩尔质量和摩尔体积,例如 在标准状况(STP)(273.15K及101.325kPa下)，任何理想气体的摩尔体积为：Vm,273.15K=0.022414 m3mol-1=22.414Lmol-1 22.4Lmol-1,摩尔体积,某气体物质的体积(V)除以该气体物质的量(n)Vm=V/n,1-1-4 物质的量浓度,1-1-4 物质的量浓度,混合物中某物质B的物质的量(nB)除以混合物的体积(V):cB=nB/V,对溶液来说，即1L溶液中所含溶

6、质B的物质的量。单位：摩(尔)每升 单位符号：molL-1,例如 若1L的NaOH溶液中含有0.1 mol 的NaOH，其浓度可表示为：c(NaOH)=0.1 molL-1物质的量浓度简称为浓度,物质的量浓度(cn),1-1-5 气体的计量,1-1-5 气体的计量,理想气体状态方程,pV=nRT,p气体的压力，单位为帕(Pa)V体积，单位为立方米(m3)n物质的量，单位为摩(mol)T热力学温度，单位为“开”(K)R摩尔气体常数,理想气体状态方程,实际工作中，当压力不太高、温度不太低的情况下，气体分子间的距离大，分子本身的体积和分子间的作用力均可忽略，气体的压力、体积、温度以及物质的量之间的关

7、系可近似地用理想气体状态方程来描述。,理想气体状态方程,实验测知1mol气体在标准状况下的体积为22.41410-3m3,则,1-1-5 气体的计量,理想气体分压定律,气体的分压(pB)气体混合物中，某一组分气体B对器壁所施加的压力。,即等于相同温度下该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。,道尔顿分压定律混合气体的总压力等于各组分气体的分压之和。p=pB,理想气体分压定律,如 组分气体B的物质的量为nB 混合气体的物质的量为n 混合气体的体积为V则它们的压力：pB=nBRT/V p=nRT/V,理想气体分压定律,同温同压下,气态物质的量与其体积成正比 则,而所以,pB=p,VBV,p

8、(N2)=p-p(O2)-p(CO2)=(9.33-2.67-2.87)104Pa=3.79104Pa,例,1-1-6化学计量化合物和非计量化合物,1-1-6 化学计量化合物和非计量化合物,分子式可能和最简式相同，也可能是最简式的整数倍。例如,对于那些非分子型物质,只能用最简式表示。例如：离子型化合物氯化钠，习惯上以最简式NaCl表示。,1-1-6 化学计量化合物和非计量化合物,化学计量化合物,具有确定组成且各种元素的原子互成简单整数比的化合物，这类化合物又称整比化合物或道尔顿体。,例如：一氧化碳中氧与碳质量比恒为43原子比恒为11,1-1-6 化学计量化合物和非计量化合物,非化学计量化合物,

9、组成可在一个较小范围内变动，而又保持基本结构不变的化合物，这类化合物偏离了原子互为整数比的关系，又称为非整比化合物或贝多莱体。,例如:还原 WO3 或加热WO2 与WO3 的混合物，均可制得WO2.92。又如:方铁矿的物相分析发现,在900时其组成为FeO1+x(0.09x0.19)。,第二节化学反应中的质量关系,第二节 化学反应中的质量关系,1-2-1 应用化学反应方程式的计算,1-2-1 应用化学反应方程式的计算,化学反应方程式：根据质量守恒定律，用元素符号和化学式表示化学变化中质和量关系的式子。,如,2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O,配平的化学反应方程式表明反应中各物质的量

10、之比等于其化学式前的系数之比,则可从已知反应物的量,计算生成物的理论产量;或从所需产量计算反应物的量。,1-2-2 化学计量数与反应进度,1-2-2 化学计量数与反应进度,化学计量数(),化学反应 cC+dD=yY+zZ移项 0=-cC-dD+yY+zZ 令-c=C、-d=D、y=Y、z=Z,可简化写出化学计量式的通式：,得 0=CC+DD+YY+ZZ,规定，反应物的化学计量数为负，产物的化学计量数为正。,例,N2+3H2=2NH3,0=-N2-3H2+2NH3=(N2)N2+(H2)H2+(NH3)NH3,N2、H2、NH3的化学计量数(N2)=-1、(H2)=-3、(NH3)=2表明反应中

11、每消耗1mol N2和3mol H2 生成2mol NH3,反应进度,对于化学计量方程式d=B-1dnB,nBB的物质的量 的单位为molB为B的化学计量数,改写为 dnB=B d,开始时0=0、nB(0)积分到时、nB()得：nB()-nB(0)=B(-0)则 nB=B,反应进度,nB=B,即任一化学反应各反应物及产物的改变量(nB)均与反应进度()及各自的计量系数(B)有关。,对产物B 若00、nB(0)0则 nB B,N2、H2、NH3的化学计量数(N2)=-1、(H2)=-3、(NH3)=2,当00时,若有足够量的N2和H2、n(NH3)0,根据nB B、nB/B,对同一化学反应方程式

12、，反应进度()的值与选用反应式中何种物质的量的变化进行计算无关。,注意:同一化学反应如果化学反应方程式的写法不同（亦即B不同），相同反应进度时对应各物质的量的变化会有区别。,例如：当=1mol时,第三节化学反应中的能量关系,第三节 化学反应中的能量关系,化学反应是反应物分子中旧键的削弱、断裂和产物分子新键形成的过程。前者需要吸收能量,后者则会释放能量。因此，化学反应过程往往伴随有能量的吸收或释放。,如：煤燃烧时放热；碳酸钙分解要吸热；原电池反应可产生电能；电解食盐水要消耗电能；镁条燃烧时会放出耀眼的光；叶绿素在光作用下使二氧化碳和水转化为糖类。,1-3-1基本概念和术语,1-3-1 基本概念和

13、术语,体系和环境,状态和状态函数,如 物质的量、压力、体积、温度,(1)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。,(2)体系状态发生变化时,各状态函数的改变 量，只与始态和终态有关,与变化的途径 无关。,(3)描述体系所处状态的各状态函数之间往 往是有联系的。,状态和状态函数,(1)描述体系所处状态的各状态函数之间是 有联系的。,(2)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。,(3)体系状态发生变化时,各状态函数的改变 量，只与始态和终态有关,与变化的途径 无关。,T=350K-300K=50K,功和热,功和热是体系的状态发生变化时，体系和环境传递或交换能量的两种形式。,体系吸热，Q为正值；体

14、系放热，Q为负值。,环境对体系做功，W为正值；体系对环境做功，W为负值。,注意 功和热不是状态函数 单位均为J、kJ,热力学能(以往称内能),热力学能(U)体系内部能量的总和。,在任何变化过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，能量总值不变。,能量守恒定律热力学第一定律,封闭体系：始态(1)终态(2)U=U2-U1=Q+W,热力学能的变化等于体系从环境吸收的热量加上环境对体系所做的功。,1-3-2 反应热和反应焓变,1-3-2 反应热和反应焓变,化学反应时，如果体系不做非体积功，当反应终态的温度恢复到始态的温度时，体系所吸收或放出的热量，称为该反应的反应热。,通常,反应热的数

15、值为反应进度=1 mol(即发生1摩尔反应)时的反应热。,恒压反应热和反应焓变,有气体参入的反应：反应始态(1)反应终态(2),U=Qp+W=Qp-pV,等压反应热不等于体系热力学能的变化,U=Qp+W=Qp-pV U2-U1=Qp-p(V2-V1)Qp=(U2+pV2)(U1+pV1),焓:H=U+PV,说明：（1）H 无明确物理意义（2）H 是状态函数（3）单位J、kJ（4）绝对值无法测知,H=H2-H1=Qp,H=H2-H1=Qp,化学反应在封闭体系中、恒压条件下进行，如果体系不做非体积功：,化学反应的焓变等于恒压反应热,吸热反应：Qp 0,H 0放热反应：Qp 0,H 0,表示化学反应

16、与热效应关系的方程式,rHm摩尔反应焓变,注意：1.注明反应的温度、压力等。,2.注明各物质的聚集状态。,在恒温恒压或恒温恒容条件下，体系不做非体积功，则反应热只取决于反应的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。,即化学反应的焓变只取决于反应的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。,rHm=H1+H2,应用赫斯定律不仅可计算某些恒压反应热，而且可计算难以或无法用实验测定的反应热。,1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变,1-3-3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变,标准(状)态,标准摩尔生成焓,3.必须注明温度，若为298.15K时可省略。,标准摩尔反应焓变的计算,化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的总和减去反应物的标准摩尔生成焓的总和。,计算时,注意系数和正负号,计算时,注意系数和正负号,例1,=4(90.25)+6(-241.82)-4(-46.11)kJmol-1=-905.48kJmol-1,计算fHm(CuO,s)。,例2,解:(2)式2=3式 2CuO(s)+2Cu(s)2Cu2O(s),(3)式+(1)式=4式 2Cu(s)+O2(g)2CuO(s),