大学化学_重修班 (天津大学)资料

C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l),
ΔrHmθ=-1366.83kJmol-1
ΔrHmθ=ΔcHmθ(反应物) -ΔcHmθ(产物)
•
=2ΔfHθ CO2(g)+3ΔfHθ H2O(l)-ΔfHø
C2H5OH(l)
查表得:ΔfHø CO2(g) =-393.5 kJmol-1
2、焓（H） H=U+PV
注意：1）焓没有明确的物理意义； 2）焓的绝对值无法求； 3）焓是状态函数，焓变与系统 的始终状态有关； 4）焓具有容量性质，焓变值与系统 内的物质的量有关。
ΔH（焓变）= Qp（恒压反应热） 即：在恒压条件下反应的热效应数值上等于
反应的焓变。
二|、反应热的计算
1、利用盖斯定律
已知: Δ rH mθ= -62.3kJmol-1
ΔfHmθ(Fe2O3,s) = -824.2kJmol-1
•
求: ΔfHmθ(Fe3O4,s) = ?
3、利用物质的标准摩尔燃烧焓
标准摩尔燃烧焓：1摩尔某物质完全燃烧时放 出的热量，称为该物质的燃烧焓，标准态 下的燃烧焓称为该物质的标准燃烧焓。
以ΔcHmθ(物质，相态)表示. 完全燃烧：组分C → CO2(g)
△ rSm (298.15K) = ∑νB Sm (B,相态,298.15K) △ rSm ＞0,有利于反应正向自发进行。
3、Gibbs自由能变与化学反应的方
向
G H TS
Gibbs 公式
定义 G defH TS
G----Gibbs函数（Gibbs自由能）
G是状态函数， 单位： kJ.mol-1
第一章 热化学与能源
一、热力学函数
1、内能（U） 单位：kJ mol-1
注意：1）内能是状态函数； 2）只与系统的始终状态有关； 3）内能具有容量性质； 4）内能的绝对值无法求。
• 热力学第一定律： ΔU = Q – W
规定：Q>0,吸热；Q<0,放热 W>0,系统做功；W<0 ,系统得功
例如：求下列过程中ΔU的值 1）系统吸热100kJ,对外做功100kJ; 2）系统放热100kJ,系统得功100kJ； 3）系统放热100kJ,对外做功100kJ; 4）系统吸热100kJ,系统得功100kJ；
1906年，［德］W.H.Nernst提出，经 ［德］Max Planck 和［美］G.N.Lewis等
改进。
纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零。 （热力学第三定律）
S （完整晶体，0K）=0
标准摩尔熵
纯晶体物质经温度变化 0K T K时，其 熵变值，即为该物质在T时的规定熵．
△S = ST - S 0 = ST ST---规定熵（绝对熵）
在某温度T 和标准压力下，单位物质的
量的某纯物质的规定熵称为该物质的标准摩 尔熵。其符号为 ：
Sm (B,相态,T) ，单位是J·mol-1 ·K-1
Sm (单质,相态,298.15K)＞0
2.化学反应熵变的计算 对于化学反应：
0=ΣνBB △ rSm (T,K)
B
根据状态函数的特征，利用标准摩尔熵， 可以计算298.15K时的反应的标准摩尔熵变。
标准摩尔生成Gibbs自由能
在标准状态和温度TK下，由稳定单质
生成１某物质时Gibbs自由能变，称为该
物质的标准摩尔生成Gibbs自由能。
“不论过程是一步完成或数步完成， 其热效应是相同的”或“当任何一个过程 是若干分过程的总和时，总过程的焓变一 定等于各分步过程焓变的代数和”。
1）C石墨+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ/mol CO(g)+½O2(g)=CO2(g)ΔH2=-283.4kJ/mol
求：C石墨+ ½ O2(g)=CO(g) ΔH = ?
2）C石墨+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ/mol H2(g)+½O2(g)=H2O(l)ΔH2=-285.9kJ/mol CH3COOH(l)+½O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) ΔH3=-869.3kJ/mol
求 2C石墨+O2(g)+2H2(g)=CH3COOH(l) ΔH = ?
2、利用物质的标准摩尔生成焓
• 标准摩尔生成焓：标准态下某温度时，有稳 定单质生成1摩尔某物质的反应热，称为该物 质在温度时的标准生成热或标准生成焓。
以ΔfHmθ (物质，相态) 表示 稳定单质：在298K和标准压力下，元素的最稳
定形态。如C—石墨，S-斜方硫.
标准态：压力Pø = 100kPa的条件
因此
H → H2O(l)
N → N2(g) ΔcHmθ(CO2，g) = 0 ΔcHmθ(H2O，l) = 0 ΔcHmθ(N2，g) = 0
ΔrHmθ=ΔcHmθ(反应物) -ΔcHmθ(产物)
例：已知乙醇的标准燃烧焓为
-1366.83kJmol-1，求乙醇的标准生成焓。
解：乙醇的燃烧反应为：
ΔfHø H2O(l) = -285.9 kJmol-1
∴ ΔfHø C2H5OH(l) = -2776.6kJmol-1
二、化学反应的方向
熵是描述系统中微观粒子混乱度大小的一个 物理量，其符号为S。 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是容量性质的状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与具体变 化途径无关。
Gibbs 自由能变判据：
在恒温恒压下，任何自发过程变化总是朝
系统的Gibbs 自由能减小的方向进行。
G 0 反应是自发的，能正向进行；
G 0 反应是非自发的，能逆向进行
G 0 反应处于平衡状态。
ΔG与 Δ H，ΔS，T 的关系：
G H TS
① H 0, S 0, G 0
在所有温度下，反应能正向进行。 ② H 0, S 0 高温时，反应正向进行。 ③ H 0, S 0 低温时，反应正向进行。 ④ H 0, S 0 在所有温度下反应不能正向进行。
由标准生成焓的定义可知：ΔfHmθ(稳定物质)= 0
ΔrHmθ=ΣΔfHmθ (产物)- ΣΔfHmθ (反应物)
例1.已知： N2H4(l) + O2(g)=N2(g)+2H2O(l)
ΔfHmθ/kJmol-1 50.63
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求: ΔrHmθ = ?
例 2. 4Fe3O4(s)+Fe(s)=3Fe2O3(s)