基础化学教程习题解析(第3版普通高等教育十一五规划教材)

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第1章　化学热力学基础
　　1.1　内容提要
　　本章在中学化学教学内容的基础上.将学生引人系统讲述化学热力学基础理论的轨道，重点是建立正确的基本概念，正确使用该领域的基本术语，牢记基本公式的使用条件，并逐渐形成合理的解题思路。
　　1. 几个热力学常用术语
　　体系，环境，过程，途径，封闭体系;状态，状态函数;热，功热力学能，焓，热化学;反应进度。
　　2. 热力学**定律
　　热力学**定律的数学表达式为AU=Q+W.其中AU是体系热力学能改变量，Q与W的正、负号代表能量传递的方向;Q>0，表示体系从环境中吸热;W>0，表示环境对体系做功。反之亦然。
　　3. 热化学
　　1）恒容热效应（Qv= 0U）
　　应用条件：封闭体系，体系对环境不做非体积功，体积恒定。
　　2）恒压热效应（Q，-0H）
　　应用条件：封闭体系，体系对环境不做非体积功，压力恒定。
　　对于反应前后气体计量数发生变化的反应，pΔV不能忽略，此时
　　ΔH=ΔU+PΔV=ΔU+ΔnRT
　　其中Δn=∑n（气体生成物）-∑n（气体反应物）。该式两边的量纲均为J或kJ。
　　应用于化学反应体系：当反应进度ξ=1mol时
　　ΔrHm=ΔrUm+PΔV=ΔUm+ΔvRT
　　该式两边的量纲均为J mol-1或kJ mol-1。
　　若反应在标准压力（100kPa）和指定温度下进行，则表示为ΔrHm，称为反应的标准摩尔焓变。
　　对于反应物和产物都是固体或液体物质的反应，反应前后体积变化很小，式ΔH=ΔU+pΔV中，pΔV与ΔU和ΔH相比可忽略不计，则ΔH=ΔU，Qp=Qv。
　　3）反应焓变的几种计算方法
　　方法1 用赫斯定律计算：-个化学反应若满足恒容无非体积功或恒压无非体积功的条件，则反应无论经过怎样不同的具体步骤，其总反应热效应数值相同。
　　方法2 用标准摩尔生成焓ΔfHm计算：
　　对任一化学反应
　　或
　　定义规定，在指定温度下，指定单质的标准摩尔生成焓为零。指定单质多为常温下最稳定的单质，但指定单质有时不是最稳定单质，如Sn的指定单质是白锡而不是最稳定的灰锡，磷的指定单质是白磷而不是黑磷。说明灰锡比白锡稳定。
　　方法3 用标准摩尔燃烧焓ΔcHm计算：在标准压力下，1 mol物质完全燃烧生成指定产物的焓变称为该物质的标准摩尔燃烧焓，记为ΔcHm。热力学规定，燃烧生成指定产物是指：碳→CO2（g），氢→H2O（I），氮→N2（g），硫→SO2（g）。
　　或
　　强调指出：在书写热化学方程式时要注意ΔrHm的正、负号，注意反应物和生成物的计量系数及物态。
　　1.2 思考题与习题解答
　　1.2.1 思考题
　　1. 区别下列概念。
　　（1）标准状况与标准状态。
　　（2）化学反应方程式中各物质的系数与化学计量数。
　　解：（1）标准状况是指气体在273. 15 K和100 kPa（或1个标准大气压）下的理想气体状态。
　　气体的标准状态（简称标准态）是在指定温度和标准压力100kPa（p）下的纯气体的状态;液体、固体物质的标准态是标准压力下的纯液体、纯固体状态。对溶液中各溶质组分的标准态，规定为标准压力下各溶质组分浓度均为c=1 mol L-1（标准浓度）的理想溶液，并规定ΔfHm（H+，aq）=0。溶剂的标准态则规定为标准压力下的纯溶剂。
　　（2）对某-化学方程式，式中各物质的系数（n，量纲为mol）与化学计最数（u，量纲为1）的绝对值相同，但化学反应方程式中各物质的系数均为正值，而反应物的化学计量数为负值，生成物的化学计量数为正值。
　　2. 判断下列各说法是否正确。
　　（1）热的物体比冷的物体含有更多的热量。
　　（2）甲物体的温度比乙物体高，表明甲物体的热力学能比Z物体大。
　　（3）热是一种传递中的能量。
　　（4）同一体系：a. 同一状态可能有多个热力学能值。
　　b. 不同状态可能有相同的热力学能值。
　　（5）体系从始态到终态，若恒温变化，则表示体系与环境之间无热量交换。
　　（6）Q和w都不是状态函数，故Q+W也与途径有关。