《化學(xué)反應(yīng)的方向》PPT課件.ppt

第二章化學(xué)反應(yīng)的方向,一、化學(xué)熱力學(xué)及其研究目的判斷化學(xué)反應(yīng)方向的三個(gè)參數(shù)二、熱化學(xué)和焓變（H)1反應(yīng)熱的測(cè)定1）恒壓熱效應(yīng)Qp2）恒容熱效應(yīng)Qv2焓與焓變(焓,H,Enthalpy)1）熱力學(xué)第一定律2）焓與焓變3熱化學(xué)方程式4熱效應(yīng)的計(jì)算1）Hess定律（反應(yīng)熱加合定律）2）標(biāo)準(zhǔn)生成焓（）3）鍵焓,三、熵(S)和Gibbs自由能變G,1熵(S,Entropy)1）定義及其意義2）標(biāo)準(zhǔn)熵3）熵值的一些規(guī)律4）熵變及其計(jì)算5）熵變與反應(yīng)的自發(fā)性2Gibbs自由能變G與自發(fā)反應(yīng)1）Gibbs自由能的定義2）標(biāo)準(zhǔn)Gibbs自由能3）的計(jì)算4）G與反應(yīng)的自發(fā)性5）G-H方程的應(yīng)用,引言：判斷化學(xué)反應(yīng)方向的參數(shù),2Fe(s)+1.5O2(g)=Fe2O3(s)H=822kJ/mol自發(fā)S0N2(g)+O2(g)=2NO(g)H=+180kJ/mol非自發(fā)S0KNO3(s)=K+(aq)+NO3-(aq)H=35kJ/mol自發(fā)S>>03H2(g)+N2(g)=2NH3(g)H=-92.2kJ/mol自發(fā)?S=-0.199kJmol-1K-1熱效應(yīng)：H混亂度（熵）：S綜合判斷參數(shù)：G=HTS,一、化學(xué)熱力學(xué)及其研究目的,熱力學(xué)：是研究能量相互轉(zhuǎn)化規(guī)律的科學(xué)。化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中的兩個(gè)變化：物質(zhì)和能量3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)Q=-92.2kJ（放熱）化學(xué)熱力學(xué)：是研究化學(xué)變化與能量變化關(guān)系的科學(xué)。研究目的：討論化學(xué)反應(yīng)的方向，化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度等。熱化學(xué)：是研究化學(xué)反應(yīng)中熱效應(yīng)的科學(xué)。,化學(xué)熱力學(xué)解決什么問(wèn)題,1.反應(yīng)的方向(rGm0?)指定條件下，正反應(yīng)可否自發(fā)進(jìn)行；2.反應(yīng)的限度如果能，正反應(yīng)能否進(jìn)行到底(K大小)；3.反應(yīng)過(guò)程的能量轉(zhuǎn)換放熱？吸熱？（rHm0,放熱;rHm0,吸熱）4.反應(yīng)機(jī)理反應(yīng)是如何進(jìn)行的？5.反應(yīng)速率?；瘜W(xué)熱力學(xué)回答前3個(gè)問(wèn)題，但不能回答后2個(gè)問(wèn)題，后2個(gè)問(wèn)題由“化學(xué)動(dòng)力學(xué)”回答。,熱力學(xué)方法的特點(diǎn),1.研究本系的宏觀性質(zhì)即大量質(zhì)點(diǎn)的平均行為，所得結(jié)論具有統(tǒng)計(jì)意義；不涉及個(gè)別質(zhì)點(diǎn)的微觀結(jié)構(gòu)及個(gè)體行為，不依據(jù)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的知識(shí)。2.不涉及時(shí)間概念。無(wú)機(jī)化學(xué)課的“化學(xué)熱力學(xué)初步”，著重應(yīng)用熱力學(xué)的一些結(jié)論，去解釋一些無(wú)機(jī)化學(xué)現(xiàn)象；嚴(yán)格的理論推導(dǎo)、詳細(xì)地學(xué)習(xí)“化學(xué)熱力學(xué)”，是“物理化學(xué)”課程的任務(wù)之一。,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語(yǔ),體系與環(huán)境：能量交換物質(zhì)交換敞開(kāi)體系有有(open)封閉體系有無(wú)(closed)孤立體系無(wú)無(wú)(isolated),體系,環(huán),境,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語(yǔ),狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)：狀態(tài)由一些物理量來(lái)確定，如氣體的狀態(tài)由P、V、T、n等來(lái)確定。決定體系狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。P、V、T、n等均是狀態(tài)函數(shù)。途徑和過(guò)程：狀態(tài)發(fā)生變化的經(jīng)過(guò)稱過(guò)程。完成這個(gè)過(guò)程的具體步驟稱途徑。等溫過(guò)程：反應(yīng)前后溫度不變（T=0）等壓過(guò)程：反應(yīng)前后壓力不變（P=0）等容過(guò)程：反應(yīng)前后體積不變（V=0）絕熱過(guò)程：反應(yīng)中體系與環(huán)境無(wú)熱量交換（Q=0）,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語(yǔ),熱和功（沒(méi)有過(guò)程就沒(méi)有熱和功）體系與環(huán)境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱（Q)。Q>0,體系吸收熱量Q0,體系對(duì)環(huán)境做功W0，熵（混亂度）增加,三、熵（S）（Entropy),熵是體系混亂度的量度。,Spontaneous(自發(fā))processeswilloccurwithoutintervention(干涉).,Str=Htr/Ttr,BoltzmannFormula,S=klnWk:Boltzmann常數(shù)（k=1.380710-23J/K)(thegasconstantpermolecule,R/NA)W:微觀狀態(tài)數(shù)(thatcorrespondtothesameenergy)S冰<S水TB,irreversible,可逆過(guò)程：,是一個(gè)無(wú)限小的連續(xù)過(guò)程，體系隨此過(guò)程的變化做功的同時(shí)，吸熱或放熱，是可逆的。Areversibleprocessisonethatcanbereversedbyaninfinitesimalchangeinavariable.可逆過(guò)程所做的功最大,Qrev也最大。,始態(tài):P1,V1終態(tài):P2,V2途徑a:P1,V1P2,V2途徑b:P1,V1Pb,VbP2,V2途徑c:P1,V1Pb,VbPd,VdP2,V2,所做的功：途徑:a<b0自發(fā)S孤<0非自發(fā)S孤=0體系處于平衡狀態(tài)但對(duì)于封閉體系(與外界有能量傳遞)，上述結(jié)論不適用。-10C的液態(tài)水會(huì)自動(dòng)結(jié)冰，盡管是體系熵減少。因?yàn)榻Y(jié)冰過(guò)程中，體系放熱到環(huán)境(H<0)，使環(huán)境的熵增加，總的熵是增加的(水和環(huán)境共同構(gòu)成孤立體系)。,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語(yǔ),體系與環(huán)境：能量交換物質(zhì)交換敞開(kāi)體系有有(open)封閉體系有無(wú)(closed)孤立體系無(wú)無(wú)(isolated),體系,環(huán),境,熵及其熵變小結(jié)：,熵的定義與性質(zhì)：是體系混亂度的量度。為狀態(tài)函數(shù)。S的計(jì)算:理想晶體在T=0K時(shí)，=0*S=Q可逆/T(等溫可逆過(guò)程）（熱力學(xué)第二定律）S的意義：(孤立體系）S0反應(yīng)正向自發(fā)S0反應(yīng)正向非自發(fā),-10C的液態(tài)水會(huì)自動(dòng)結(jié)冰，盡管是熵減少。因?yàn)榻Y(jié)冰過(guò)程中，體系放熱到環(huán)境(H0該條件下，非自發(fā),在標(biāo)態(tài)下，升溫到1273K時(shí)，G<0,反應(yīng)能夠進(jìn)行。G(T)=H298TS298H和S隨溫度變化很小，可用298K下的數(shù)據(jù)來(lái)計(jì)算任意溫度下的G(T)。,G(T),T(K),5）G-H方程的應(yīng)用,化學(xué)反應(yīng)的G與自發(fā)性,當(dāng)G=0時(shí),H=T轉(zhuǎn)S，T轉(zhuǎn)=H/S自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng),T轉(zhuǎn),例1：,CH3CH=CHCH4(g)+0.5O2(g)CH2=CHCH=CH2(g)+H2O(g)H=-77kJmol-1S=+0.072kJmol-1K-1G(T)=HTS=-770.072T屬于(，+）型在任意溫度下時(shí)，G(T)都小于零，從熱力學(xué)上來(lái)說(shuō)，正向反應(yīng)在標(biāo)態(tài)下能自發(fā)進(jìn)行。但熱力學(xué)只能說(shuō)明反應(yīng)的可能性。實(shí)際上，丁烯與氧氣在常溫常壓下反應(yīng)太慢，需使用催化劑。,例2：,CO(g)C(s)+0.5O2(g)H=+111kJmol-1S=-0.090kJmol-1K-1G(T)=HTS=111+0.090T屬于(+，）型在任意溫度下時(shí)，G(T)都大于零，即在標(biāo)態(tài)和任意溫度下，正向反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行。尋找催化劑的任何努力都將是徒勞的。,例3：,N2(g)+O2(g)2NO(g)H=+18kJmol-1S=+0.025kJmol-1K-1G(T)=HTS=1810.025T屬于(+，+）型低溫時(shí)，G(T)為正，高溫時(shí)，G(T)為負(fù)，T轉(zhuǎn)=H/S=181/0.025=7200K空氣中的氧氣在常壓常溫下，不能與氮?dú)夥磻?yīng)。但在雷電時(shí)，瞬間局部高溫有可能使該反應(yīng)發(fā)生?！坝晁侍铩?例4：,N2(g)+3H2(g)2NH3(g)H=-92.2kJmol-1S=-0.199kJmol-1K-1G(T)=HTS=-92.2+0.199T屬于(-，-）型低溫時(shí)，G(T)為負(fù)，高溫時(shí)，G(T)為正，T轉(zhuǎn)=H/S=92.2/0.199=463K（190C)在標(biāo)態(tài)時(shí)，在190C以下，反應(yīng)自發(fā)，在高壓下(30Mpa)，反應(yīng)溫度可更高。由實(shí)驗(yàn)具體來(lái)定。,第二章小結(jié),主要目的：化學(xué)反應(yīng)方向的判斷1.基本概念:狀態(tài)函數(shù)、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)、封閉體系等。2.H:定義,熱力學(xué)第一定律，測(cè)量(等壓熱效應(yīng)、等容熱效應(yīng)），計(jì)算（Hess定律、鍵焓），應(yīng)用等。3.S:定義、熱力學(xué)第三定律，計(jì)算、熱力學(xué)第二定律、S的應(yīng)用等。4.G:G-H方程，G與化學(xué)反應(yīng)的方向。,習(xí)題：2.12.32.82.112.18,