一气体的最基本特征.ppt
一、气体的最基本特征：,第一章 气体与热化学方程式 1.1气体,1、扩散性 2、可压缩性,气体存在状态的四个物理量：P、T、V、n,波义尔定律：当n和T一定时，气体的V与p成反比 V 1/p （1） 查理-盖吕萨克定律： n和p一定时，V与T成正比 V T （2） 阿佛加德罗定律：p与T一定时，V和n成正比 V n （3） 以上三个经验定律的表达式合并得V nT/p (4) 实验测得（4）的比例系数是R，于是得到 pV=nRT (5) 这就是理想气体状态方程式,注意：R的取值，P、V、n、T单位之间关系,二、理想气体状态方程表达式,理想气体：为研究气体性质的方便，可以设想一种气体，能严格遵守pV =nRT（恒量） （1）理想气体的宏观描述：能够严格遵守气体三个实验定律（或严格遵守）的气体叫做理想气体 （2）理想气体的微规模型：我们把分子间不存在相互作用力（除碰撞外），并且分子是没有大小的质点的气体叫做理想气体 （3）理想气体是从实际气体抽象出来的物理模型 理想气体是不存在的，但在温度不太低，压强不太大的情况下，可将实际气体看做是理想气体,在标准状况下，1mol气体的体积 , 代入式(11)得,R的数值与气体的种类无关，所以也称通用气体常数。,物质的量n与质量m、摩尔质量M的关系为,则式(11)可变换成,(12),结合密度的定义，则式(11)可以变换为,(13),它反映了理想气体密度随T、p变化的规律。,例1-1：一个体积为40.0dm3的氮气钢瓶，在25时，使用前压力为12.5Mpa。求钢瓶压力降为10.0 Mpa时所用去的氮气质量。,解：作用前钢瓶中N2的物质的量为,作用后钢瓶中的N2的物质的量为,则所用氮气的质量为,小结： 理想气体状态方程式的应用,(1)计算p，V，T，n四个物理量之一。 应用范围： 温度不太低，压力不太高的真实气体。 pV = nRT,(2) 气体摩尔质量的计算,M = Mr gmol-1,(3) 气体密度的计算, =, = m / V,三. 道尔顿分压定律,实际遇到的气体，大多数是由几种气体组成的气体混合物。如果混合气体的各组分之间不发生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。混合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。,分压：在相同温度下，各组分气体占有与混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。1801年，英国科学家道尔顿(J.Dalton)从大量实验中总结出组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的道尔顿分压定律。分压定律有如下两种表示形式：,第一种表示形式：混合气体中各组分气体的分压之和等于该气体的总压力。例如，混合气体由C和D两组分组成，则分压定律可表示为：,(14),式中， 分别为C、D两种气体的分压。,第二种表示形式为：混合气体中组分 的分压P 等于总压 乘以气体 的摩尔分数 。,(15),摩尔分数xi是指某气体的物质的量(ni)与混合气体的物质的量(n总)之比。,例题 某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n（NH3）=0.320mol，n（O2）=0.180mol，n（N2）=0.700mol。混合气体的总压p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压。,答案: p（NH3）= 35.47kPa p（O2） = 19.95kPa p（N2） = 77.58kPa,分体积定律,分体积: 混合气体中某一组分B的分体积VB是该组份单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积。,称为B的体积分数,V = V1 + V2 + ,例1-2：25时，装有0.3 的体积为1L的容器与装有0.06 的体积为2L的容器用旋塞连接。打开旋塞，待两边气体混合后，计算： （1） 的物质的量。 （2） 的分压力。 （3）混合气体的总压力。 （4） 的分体积。,分析：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：,(2 ) 的分压是它们各自单独占有3L时所产生的压力。当 由1L增加到3L时：,当 由2L增加到3L时：,(3)混合气体总压力为：,(4) 的分体积：,小结：分压的求解：,x B B的摩尔分数,3 分压定律的应用,二、化学反应中的能量变化,1.定压反应热、焓和焓变,定压反应热效应具有实际意义。 在定压下进行的化学反应，如有体积变化时,则要做体积功。 定压下的化学反应一般只做体积功， W = - PV,按热力学第一定律，在定压下进行的化学反应的热力学能变化为,热力学上定义H=U+PV，取名为焓(enthalph)，即以H表示。这样得出：,（17）,（18）,H为体系的焓变(chang of enthalpy)，具有能量单位。即温度一定时，在定压只做体积功时，体系的定压反应热Qp在数值上等于体系的焓变。因而焓可以认为是物质的热含量，即物质内可以转变为热的能量。,焓像热力学能那样，不能确定其绝对值，在实际应用中涉及的都是焓变H。,通常规定： 放热反应 H0,从Qp= H，可由热力学第一定律U= Qp-pV 得到,由此可知，定压下H- U，就是体系经由定压过程发生变化时所做的体积功。对始态和终态都是液体或固体的变化来说，有,对于有气体参加的反应，如,假定反应物和生成物都具有理想气体的性质，则,反应前后，气体的物质的量改变为n，它等于气体生成物的物质的量总和减去气体反应物的物质的量总和。,在上述反应中,由此可见，即使在有气体参加的反应中，pV与H相比也只是一个较小的值。因此，在一般情况下，可认为,表示化学反应及其反应热关系的化学反应方程式 。,2、热化学方程式,标准状态与标准焓变,热力学规定的物质标准状态：气态物质是压力为100KPa的理想气体；液态或固态是在100KPa压力下，其相应的最稳定的纯净物；对于溶液，溶质的标准态是它的质量摩尔浓度为1mol/kg。 诸物质处于标准状态时的反应焓变，称标准焓变。,标准摩尔反应焓变（标准摩尔反应热）,标准状态：,处于标准状态下的各元素的最稳定的单质的标准生成热为零。(碳的稳定单质有石墨和金刚石，指定石墨的标准摩尔生成焓等于零。）由稳定单质转变为其他形式单质时，也有焓变：,各种化合物的fHm在化学手册中可以查到。利用这些fHm值就可以计算一般化学反应的rHm 。即标准态下恒压反应热。,生成焓是热化学计算中非常重要的数据，通过比较相同类型化合物的生成焓数据，可以判断这些化合物的相对稳定性。例如：Ag2O与Na2O相比较，因Ag2O生成时放出热量少，因而比较不稳定(见表1-1)。,4、 盖斯定律,其成立的原因，在于当时研究的反应，都是在恒压下进行的。即反应体系压强和外压相等，这时 Qp = rH。H 是状态函数，故 rH 不受途径影响。 即 Hess 定律暗含的条件 每步均恒压。,盖斯定律也可表述为：化学反应的焓变，决定于反应物的始态和生成物的终态，而与过程的途径无关.,一个化学反应，不论是一步完成，还是分数步完成，其热效应是相同的。,盖斯 (Hess) 定律的应用,实际上，根据盖斯定律，可以把热化学方程式像代数方程式那样进行计算。方程式相加(或相减)，其热效应的数值也相加(或相减)。例如，在上例中式(1)减去式(2)即得式(3)。即反应(3)=(1)-(2)，即热效应,盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。,5、由标准生成焓计算化学反应热效应,盖斯定律的重要用途就是利用化合物的标准生成焓，来计算各种化学反应的热效应。因为在任何反应中，反应物和生成物所含有的原子的种类和个数总是相同的(质量守恒定律)，用相同种类和数量的单质既可以组成全部反应物，也可以组成全部生成物。如果分别知道了反应物和生成物的生成焓，即可求出反应的热效应。现以氨的氧化反应为例说明。,例：由热力学数据表中查得：,解：反应物和生成物都可以看作是由 反应生成的，以单质为始态，以生成物为终态，反应物 为中间态，可以得关系图1-2。,根据盖斯定律：,由上述例子可知，在相同温度和压力下，标准反应热等于生成物的标准生成焓总和减去反应物的标准生成焓总和。,式中 为生成物和反应物的化学计量数。,
