无机化学教案高职版本

合物时的热效应，叫做该化合物的标准摩尔生成热，简称生成热或生成焓。以 △fHmΘ表示，其单位为kJ·mol-1。
据上述定义，最稳定单质的标准摩尔生成热为 0，O2(g)、H2(g)、Br（l）、I2 （s）在 298.15K，100KPa时的标准摩尔生成热为 0；石墨是C元素的最稳定单质。
由生成热的数据可很方便地计算一个化学反应的热效应：
＝679.97 kJ·mol-1
第二章 化学反应速率和化学平衡
教学要求
1．掌握化学反应速率的基本概念及表示方法。 2．掌握有效碰撞理论，了解过渡状态理论，理解活化能、活化分子的概念及 其意义。 3．掌握浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。 4．了解化学反应的可逆性，掌握化学平衡和平衡常数的概念。 5．掌握标准平衡常数及平衡的有关计算。 6．掌握浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响；了解从热力学和动力学等 方面来选择合理的生产条件。
p总 = p(H2) + p(H2O) p(H2) = p总 － p(H2O) = 98.6 kPa － 3.17 kPa = 95.4 kPa
(2)
m(H2) =
p(H2)VM(H2) RT
95.4×103 Pa × 0.00250 m3 × 2.02 g·mol-1
=
8.314 J·mol-1·K-1 × 298 K
求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各
组分气体的体积分数Vi V总 。
1.2 液体
1.液体的蒸汽压：
当液体的蒸发速率与其气体的凝聚速率相等时，达到动态平衡。此时，液面
上方该种液体的蒸汽为饱和蒸汽，饱和蒸汽的压力为该温度下的饱和蒸汽压。
液体的饱和蒸汽压（简称蒸汽压）与液体的性质有关，可表示液体挥发能力
2.1 质量守恒定律:
化学反应前后物质的总质量相等.
2.2 反应的热效应：焓变
化学反应的实质是化学键的重组。键的断裂和生成过程会有能量变化，能量 变化常以热能的形式表现。键的断裂需吸收热量；而键的生成会放出热量。
一般的反应常在恒压条件下（在敞口容器中）或恒容条件下（密闭容器中） 进行。
在恒温下不做非体积功的化学反应过程中吸收或放出的热量，叫做该化学反 应的热效应（反应热）。
在恒容条件下的反应热是与体系的内能的变化有关： QV = U1 − U 2 = ∆U
在恒压条件下一个化学反应的热效应可用体系的一个状态函数——焓（H） 的变化值来表示：
Qp = H生成物 − H反应物 = ∆H 当 ∆H > 0 时，为吸热反应，当 ∆H < 0 时，为放热反应。
2.3 热化学方程式：
Vi / V总=ni/n总
Vi = V总×ni/n总
P 总可通过压力表测出，Pi 则很难被直接测出，可通过分析、计算求得：
PiV = niRT （1）
P总V = n总RT （2）
由（1）÷（2）， 得：
Pi / P总 = ni / n总 = Xi（摩尔分数）
∴P i = Xi P总
计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。
△
r
H
Θ
m
＝（∑△f HmΘ）生成物－
（∑△f HmΘ）反应物
例：求下列反应的标准反应热：
Fe3O4(S) + 4C(石墨) → 3Fe(S) + 4CO(g) 解：
查得Fe3O4(S)、CO(g)的标准生成热分别为-1117.3 kJ·mol-1，-110.54 kJ·mol-1。 ∴△r HmΘ＝〔3×0 + 4×（-110.54）〕-〔1×（-1117.3）+ 4×0〕
△r1HmΘ＝ - 393.51 kJ·mol-1。 △r2HmΘ＝ - 282.99 kJ·mol-1。
求反应：（3） C(s) + 1/2O2(g) → CO(g) 的热效应△r3HmΘ。
解：
反应（1）等于反应（2）+（3）， ∴△ r1 H m Θ＝△ r2 H m Θ+△ r3 H m Θ △r3HmΘ＝△r1HmΘ-△r2HmΘ＝-110.52 kJ·mol-1
合气体相同的温度和压力时的体积就称为该组分气体的分体积，上题中氢气的分 体积是 2.41×10-3 m3，而水蒸汽的分体积是 8.04 × 10-5 m3。并且混合气体的总
体积等于各组分气体的分体积之和。
并且： 2.液体的沸点：
V（总）==V1 + V2 + … +Vi Vi/V（总）== ni/n（总）
例 1．在 0.0100 m3 容器中含有 2.50×10-3 mol H2，1.00×10-3 mol He和 3.00×10-4mol Ne，在 35℃时总压为多少？
解：
p(H2) ==
n(H2)RT V
==
2.50×10-3
mol
×
8.314 J·mol-1·K-1×(273 0.0100 m3
黑斯定律的重要意义，在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减
运算，从而求出那些难于测量或无法测量的反应热效应。
2.5 生成热（生成焓）
焓是与压力、体积、温度一样的状态函数，每一种物质在一定的状态下都有
一个确定的焓值。我们规定：
在标准压力和一定温度下（通常为 298K），由最稳定单质生成 1mol 某种化
p(压力) 标准单位 Pa
V（体积） n（物质的量） T（温度） R (常数)
m3
mol
K
8.314
R是一个与气体种类无关的常数，称为摩尔气体常数或简称气体常数。当 式中各量单位取国际单位制：压力（Pa）、体积（m3）、n（mol）时，R数值可由
标准状况下 1mol理想气体的状态函数值求得：
R == pV == 101325 Pa×22.414×10－3 m3
== 76.8 Pa
p总 == p(H2) + p(He) + p(Ne) ==640 + 256 + 76.8 == 973 (Pa) 3．气体的分体积定律
当组分气体的压力和温度与混合气体相同时，组分气体单独存在时所占有的
体积称为各组分气体的分体积，则混合气体的总体积等于各组分气体的分体积之
和。
V = V1 + V2 + V3 + …＋Vi 则
+
35)K
== 640 Pa
p(He) ==
n(He)RT V
==
1.00×10-3
mol
×
8.314 J·mol-1·K-1×(273 0.0100 m3
+
35)K
== 256 Pa
p(Ne) ==
n(Ne)RT V
==
3.00×10-4 mol × 8.314 J·mol-1·K-1×(273 + 35)K 0.0100 m3
当体积和温度一定时，理想气体的压力与其物质的量成正比： p ∝ n ； 当压力和温度一定时，理想气体的体积与其物质的量成正比：V ∝ n ； 一定物质的量的理想气体的压力或体积都与温度成正比： p ∝ n ；或V ∝ n 。
我们将这几个式子合并在一起，得：
pV = nRT （理想气体状态方程式）
式中：
混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。 p = p1 + p2 + p3 + ⋅ ⋅ ⋅ + pi
混合气体的状态同样可用理想气体状态方程式来描述： p总V = n总RT
对于每一种组分气体，都有 piV = ni RT
则 pi p总 = ni n总 pi = p总 × ni n总
我们把 ni n总 叫做混合气体中组分气体 i 的摩尔分数， pi p总 叫做组分气体 i 的压力分数。
nT
1.000 mol×273.15K
== 8.314 N·m·mol-1·K-1
== 8.314 J·mol-1·K-1
2.气体分压定律 1）混合气体(如空气)和组分气体(如组成空气的氧气、氮气等)： 2）分压力：各组分气体占有与混合气体相同的体积时所产生的压力叫做该组分 气体的分压力（pi）。混合气体的压力称为总压。 3）道尔顿分压定律：英国科学家道尔顿于 1801 年通过大量的实验总结出：
各种物质总是以一定的聚集状态存在的。 常温、常压下，通常有气、液、固三种聚集状态，各具特征，在一定条件下 可相互转化。 1、气体（g）：分子间作用力小，无一定的体积和形状，具有扩散性和可压 缩性。 2、液体（l）：分子间作用力介于气体和固体之间，有一定的体积，无固定 的形状，具有流动性。 3、固体（s）：具有一定体积、一定形状，及一定程度的刚性。
表示化学反应及其热效应的化学方程式称为热化学方程式。 写热化学方程式时，除标出热效应外，还应注意： 1. 注明各物质的温度和压力，在 298K 下可不注明；温度和压力不同，反应热 数值也不同。 2. 注明各物质的聚集状态：气、液、固。
如： 2Fe(s)+1.5O2(g)→Fe2O3(s)
△rHmΘ(298K)“r”是指“reaction”，以区别于某种物质的焓变；右上标表示“标准”
是指标准压力 100KPa；右下标“m”是指反应进度是以摩尔为单位的。
在写热化学反应方程式时还应注意：
反应的热效应与反应方程式的计量系数有关。 如: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g); △rHmΘ(298K) == - 483.6 kJ·mol-1
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g); △rHmΘ(298K) == - 241.8kJ·mol-1
2.4 热化学定律
1.化学反应热与反应的方向有关。 在相同情况下，正、逆反应的焓变数值相等，但符号相反。
2.黑斯（Hess）定律： 化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其总反应的热效应总是等于各分