普通化學第一章

材料科學與化學工程學院普通化學學科交叉與滲透更普遍生物藥學地學醫(yī)學化學農學材料農業(yè)化學生物化學藥物化學材料化學地球化學醫(yī)用化學教學內第一章化學熱力學基礎第二章化學反應的方向、限度和速率第三章酸堿平衡與沉淀平衡第四章電化學基礎第五章物質結構基礎第六章元素及其化合物第七章高分子化學簡介主要參考教材浙江大學普通化學教學組編，普通化學．高等教育出版社，2005.

傅獻彩編，大學化學．高等教育出版社，2003.

曲保中等編，新大學化學．高等教育出版社，2005.

張密林主編，

大學化學．哈爾濱工程大學出版社，2005.

華彤文等編，普通化學原理．北京大學出版社，2005.

段連運等譯，化學與社會，化學工業(yè)出版社．2000課時：40學時其中理論課32學時，實驗課8學時成績：期末考試占80％，實驗成績占20％答疑：

地點：72#312房間時間：周三下午2:00-5:00高溫煉鐵為什么不能用同樣的方法進行高爐煉鋁？NO,CONO,CO是汽車尾氣中的有毒成分，它們能否相互反應生成N2和CO2。?金剛石石墨第一章化學熱力學基礎1.2化學反應的能量守恒與反應熱效應1.3化學反應熱效應的理論計算1.1熱力學基本概念1.1.1體系和環(huán)境1.1.2狀態(tài)和狀態(tài)函數

1.1.3過程和途徑

1.1.4熱力學能1.1.5熱和功

熱力學:專門研究能量相互轉變過程中所遵循的規(guī)律的一門科學。

化學熱力學:用熱力學的理論和方法研究化學反應過程的能量變化問題、化學反應方向問題以及化學反應進行的程度問題。1.1熱力學基本概念體系之外并與體系有密切聯系的那部分物質或空間稱為環(huán)境。被劃分出來作為研究對象的那部分物質或空間稱為體系(系統(tǒng)）。1.1.1體系和環(huán)境敞開體系：體系與環(huán)境之間既有物質交換，又有能量交換。體系分類：敞開體系封閉體系孤立體系依據：根據體系與環(huán)境之間有無物質和能量交換。

封閉體系:體系與環(huán)境之間只有能量交換，而沒有物質交換。孤立體系：體系與環(huán)境之間既沒有物質交換也沒有能量交換。敞開體系封閉體系孤立體系動畫來源：紹興文理學院無機及分析化學用來描述體系狀態(tài)的物理量（p、T、V、H、U…）叫做狀態(tài)函數。由一系列表征體系性質的物理量所確定下來的體系的存在形式稱為體系的狀態(tài)。1.1.2狀態(tài)和狀態(tài)函數狀態(tài)函數的特征體系狀態(tài)一定，狀態(tài)函數值一定體系變化時，狀態(tài)函數值的變化只與體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與變化途徑無關循環(huán)過程狀態(tài)函數的變化值為零體系的狀態(tài)由于外界條件的改變會發(fā)生變化，這種狀態(tài)變化稱為過程。變化過程可以采取多種不同的具體形式，我們把實現過程的每一種具體的形式稱為途徑。1.1.3過程和途徑根據過程發(fā)生時的條件不同，可分為以下幾類：恒溫過程：T1=T2=T外

恒壓過程：p1=p2=p外恒容過程：V1=V2絕熱過程：Q=0恒溫過程373K，505kPa恒溫過程373K，202kPa恒壓過程恒壓過程不同途徑的示意圖308K，202kPa始態(tài)308K，505kPa終態(tài)

熱力學能(內能):

是體系內各種形式的能量的總和，用符號U表示。單位:J或kJ

熱力學能特點:

狀態(tài)函數;其絕對值不可測量;具有加和性1.1.4熱力學能動畫來源：紹興文理學院無機及分析化學定義:

體系與環(huán)境之間因溫差而傳遞的能量稱為熱，以符號Q表示。單位:J或kJ規(guī)定：若體系吸熱，Q

0

若體系放熱，Q0

1.1.5熱和功1.熱規(guī)定：若環(huán)境向體系做功，功取正值(W

0)

若體系向環(huán)境做功，功取負值(W

0)定義:

除熱之外，在體系和環(huán)境之間被傳遞的其它能量，稱為功，以符號W表示。單位:J或kJ

功和熱都與途徑有關，不是狀態(tài)函數2.功功的分類體積功外的所有其他形式的功稱為非體積功。如電功、表面功等。由于體系體積變化而與環(huán)境交換的能量，稱為體積功。

體積功

非體積功

體積功的計算外力做功：體系做功：W=－P外·?VW=F·d=(P·A)·h=P·?V該圖來自北大無機化學課件1.判斷題狀態(tài)函數的變化值只取決于體系的始終，而與變化的途徑無關。(2)Q和W是過程函數，而U是狀態(tài)函數。2.計算題(1)體系放熱300kJ,并受壓做功700kJ,求內能的變化。(2)5g液態(tài)乙醇在78.3℃完全蒸發(fā)成3.03升蒸汽，吸熱4.268kJ,求ΔU練習題1.2化學反應的能量守恒與反應熱效應1.3化學反應熱效應的理論計算1.1熱力學基本概念1.2.1熱力學第一定律1.2.2熱化學方程式與蓋斯定律

1.2.3化學反應的熱效應

1.2化學反應的能量守恒與反應熱效應自然界的一切物質都具有能量，能量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉化為另一種形式，在轉化的過程中，能量的總值不變。1.2.1熱力學第一定律體系環(huán)境U>0U

<0

熱力學第一定律的數學表達式：

ΔU=Q+WQ>0體系吸熱Q<0體系放熱W>0對體系做功W<0對環(huán)境做功例1.1起始狀態(tài)為U1的體系，假設體系放出200J的熱量，環(huán)境對體系做了350J的功，計算體系的能量變化和終態(tài)U2。解:由題意可知：Q=－200J；W=+350J

ΔU=Q+W＝－200J+350J=150J因為

U2－U1=ΔU所以U2=U1+ΔU=U1+150J

定義：化學反應時，體系所放出或吸收的熱量稱為該反應的反應熱效應，簡稱熱效應或反應熱。分類：

恒容熱效應恒壓熱效應1.2.2化學反應的熱效應恒容熱效應QV

在恒容過程中完成的化學反應稱為恒容反應，其熱效應稱為恒容熱效應。體系ΔU=QvΔU=Q+WW=0恒壓熱效應

Qp

在恒壓過程中完成的化學反應稱為恒壓反應，其熱效應稱為恒壓熱效應。體系恒壓熱效應的計算ΔU=Qp

–p外ΔV

W=－pΔV

U2-U1=Qp

–p外(V2-V1)

U2-U1=

Qp

-（p2V2-p1V1）Qp=(U

2＋p2V2)–(U1+p1V1)如果體系是在等壓，只做體積功下變化,

即p1=p2=p外，ΔV0H:是一個新的熱力學函數，稱為焓；單位：J或kJ焓變：

ΔH=Qp

令：

H=U+pV

焓的特點:焓是狀態(tài)函數;絕對值無法測量;具有加和性點火線恒容反應熱效應的測量彈式熱量計反應熱Qv

？問題？不能直接用實驗測量的反應，如何知道反應的熱效應呢？反應：C(石墨)+1/2O2(g)=

CO(g)的反應熱能不能直接用實驗測量？

1.熱力學的標準態(tài)氣體標準壓力（p?=100kPa）下純氣體的狀態(tài)液體、固體標準壓力下最穩(wěn)定的純液體、純固體溶液中的溶質標準壓力下質量摩爾濃度1mol·kg1的狀態(tài)1.2.3熱化學方程式與蓋斯定律2.反應進度對于化學反應：dD+eE=gG+hH一般化學反應式

則有：dξ=B-1dnB對于有限的變化,有=nB/B當反應進度=1mol時，即按計量方程式進行了一次完整的反應時，稱為1mol的化學反應或簡稱摩爾反應。

例如:(1)O2(g)+2H2(g)═2H2O(g)

(2)1/2O2(g)+H2(g)═H2O(g)

=1mol時，

(1)表示生成了2mol的H2O(2)表示生成了1mol的H2O

化學計量方程與熱效應都寫出的方程稱熱化學方程式

。3.熱化學方程式2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)化學反應中各物質處于標準態(tài)時的焓變稱為該反應的標準摩爾反應焓變，用表示。變化值reaction反應溫度ΔrHm(T)y標準態(tài)mole標準摩爾反應焓變應注明反應的溫度和壓力。如果是298.15K和100kPa，可省略。必須標出物質的聚集狀態(tài)。通常以g、l和s分別表示氣、液和固態(tài)。書寫熱化學方程式時注意下列幾點：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)=－483.6kJ.mol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(l)=－571.6kJ.mol-1必須注明固體物質的晶型。碳有石墨、金剛石、無定形等晶型。

同一反應，反應式系數不同，熱效應值也不同。2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)=－571.6kJ.mol-1H2(g)+O2(g)=H2O(l)=－285.8kJ.mol-1例1.2已知T=298.15K，p=100kPa時，反應的

=－91.8kJ·mol1，計算在同樣條件下，下列反應的。

解：4.蓋斯定律蓋斯定律的內容：

“不管化學過程是一步完成或分為數步完成，這個過程的熱效應是相同的?！鄙w斯定律的用途：利用實驗易測量的反應熱效應，來計算難以用實驗方法測得的反應熱效應。

(1)

C(石墨)＋O2(g)=CO2

(2)

C(金剛石)＋O2(g)=CO2

=－395.4kJ·mol-1(3)

C(石墨)=C(金剛石)ΔrH

＝ΔrH

+ΔrH

ΔrH

＝ΔrH

－ΔrH

=

393.51kJ·mol-1(

395.41kJ·mol1)

=1.90kJ·mol-1ΔrH例1.3已知25℃時，求反應（3）Fe3O4(s)+4C(石墨)=3Fe(s)+4CO(g)

在25℃時的反應熱。（2

）

3Fe(s)+2O2(g)=Fe3O4(s)（1）2C(石墨)+O2(g)=2CO(g)解：

=

2×(–221.0)kJ·mol1–(–1118.4kJ.mol1)

=

676.4kJ·mol1（3）＝（1）×2－（2）1.什么是Hess定律？Hess定律的理論基礎是什么？2.熱力學中的標準態(tài)是怎樣規(guī)定的？3.熱力學第一定律與Hess定律有什么關系？反應的始態(tài)和終態(tài)的壓力相等，而中間過程壓力有改變的反應，是否一定服從Hess定律？為什么？練習題1.2化學反應的能量守恒與反應熱效應1.3化學反應熱效應的理論計算1.1熱力學基本概念1.3.1物質的標準摩爾生成焓1.3.2化學反應標準摩爾焓變的計算

1.3.1

物質的標準摩爾生成焓變化值formationmoleΔfHm

(B，p，T

)y反應溫度phase標準態(tài)在標準態(tài)時，由元素穩(wěn)定的純態(tài)單質生成1mol某純物質B的焓變（即恒壓反應熱），稱為該物質B的標準摩爾生成焓。符號為1.3化學反應熱效應的理論計算1.3.1

物質的標準摩爾生成焓在標準態(tài)時，由元素穩(wěn)定的純態(tài)單質生成1mol某純物質B的焓變（即恒壓反應熱），稱為該物質B的標準摩爾生成焓。符號為1.3化學反應熱效應的理論計算例如：在298K時任何一種穩(wěn)定單質的標準摩爾生成焓等于零。使用標準摩爾生成焓時注意：這是一個相對值，相對于穩(wěn)定純態(tài)單質的標準摩爾生成焓等于零。注明摩爾生成焓的溫度，不寫就是指298.15K，該溫度下的數值可查熱力學數據表。注明B物質的相態(tài)，同一物質而不同相態(tài)，其標準摩爾生成焓的值不等。穩(wěn)定單質(1)(2)(3)反應物dD+eE生成物gG+hH用標準摩爾生成焓計算標準摩爾反應焓：1.3.2

化學反應焓變的計算ni和nj分別為化學方程式中生成物和反應物的系數?D?DD=jjiiHnHnH）－）反應物生成物((mfmfmryyyCaculation?Hofreaction?計算下列反應在298.15K時的標準摩爾反應焓變。

74.60393.5285.8解：＝2×(285.8kJ·mol-1)+(393.5kJ·mol-1)(

74.