无机化学热力学基础

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安徽化学竞赛无机化学热力学基础讲课文档

溶质B的物质的量 mB 溶剂的质量
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例题
在常温下取NaCl饱和溶液10.00 mL，测得其质量为12.003 g，将溶液蒸干，得NaCl固体3.173 g。
求：
（1）常温下NaCl的溶解度；（2）NaCl饱和溶液的质量分数；（3）物质的量浓度；（4）质量摩尔浓度；（5）饱和溶液中NaCl和水的物质的量分数。
22 （ H g ） O 2 （ g ） 22 O H （ l） Δ rH m θ2 O H ( l4 ) 7k1J./6 m 6
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反应的标准摩尔反应焓△rHm（r：反应）
rH m θifH m θ(生成 ) 物 ifH m θ(反应 ) 物
例：求反应4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)的标准
S 32.0 , O 16.0 )
思路：
1. 已知总压，物质的量，求分压
2.已知反应前的物质的量，求平衡时的物质的量
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解：初态时：n(Cl2)=4.62/71=0.0651 (mol)
n(SO2)=4.16/64=0.0650 (mol)
终态时，设有y mol SO2起反应
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§5-3 化学热力学的四个重要状态函数
一、内能（U）二、焓（H）（热焓）
理解为恒压反应的热效应Qp
即△H=H终态-H始态标准生成焓：△fHm (单位:kJ·mol-1)
△Hm: 恒压下的摩尔反应焓变
f: formation生成,
: 物质处于标准状态

无机化学-第五章-化学热力学基础

热力学数据表中给的一般是298K时的生成自由能 (fG)其单位是kJ·mol-1。
注:①G为广度性质,与参与过程的物质的量成正比。
②逆过程G与正过程的G数值相等，符号相反。等于各③反如应果一G个之反总应和是。多个反应的和，总反应的rG
化学热力学的四个重要状态函数
判断一个反应进行的方向时，如果： rG<0反应自发进行 rG>0反应不自发进行 rG=0平衡状态当rG<0时(产物的G<反应物的G)该反应就自动向生成产物的方向进行，在反应中反应物不断减小而产物不断增加，G为广度性质，当G反应物=G产物即rG=0时反应就不再朝一个方向进行了，这就是化学反应的限度，即化学平衡。
状态函数。
化学热力学的四个重要状态函数
二、焓(H) 设一封闭体系在变化中只做体积功，不做其它功，则U=Q+W中W代表体积功：-pV(N/m2×m3)
W=Fl=pSl=-pV
V=V2-V1 若体系变化是恒容过程(体积不变)，即没有体积功则W=0，U=Qv Qv为恒容过程的热量，此式表示在不做体积功的条件下体系在恒容过程中所吸收的热量全部用来增加体系的内能。
我们可以从体系和环境间的热量传递来恒量体系内部焓的变化。
如果化学反应的H为正值，表示体系从环境吸收热能，称此反应为吸热反应。即：
∑H反应物<∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)>0 如果化学反应的H为负值，则表示体系放热给环境，称此反应为放热反应。即：
∑H反应物>∑H生成物 ∑H(生成物－反应物)<0
rG=-RTlnKa
此式只表示在等温下，rG与K平衡在数值上的关系。
∴rG=-RTlnKa+RTlnJa
=RTln(Ja/Ka)

北师大、华中师范、南京师范无机化学教研室《无机化学》(上册)(章节题库化学热力学基础)【圣才出品

17．冰在室温下自动融化成水，是熵增起了主要作用。（）【答案】√
18．因为【答案】× 【解析】不一定。因为
，所以温度升高，平衡常数减小。（）
可能为正值，也可能为负值，还随 T 而改变，且受
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的影响，因此 T 与之间的关系仅从关系式
10．最稳定的单质的生成焓值等于零。（）【答案】×
11．最稳定的纯态单质的标准生成焓等于零。（）【答案】√
12．由于【答案】×
分解是吸热的，所以它的标准摩尔生成焓为负值。（）
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13．由于反应焓变的单位为（）
【答案】×
，所以热化学方程式的系数不影响反应的焓变值。
14．要加热才能进行的反应一定是吸热反应。（）【答案】×
15．放热反应均是自发反应。（）
【答案】×
【解析】不一定。因为
的放热反应，在高温时
，为非自发反应。
16．为负值的反应均不能自发进行。（）
【答案】×
【解析】不一定。因为
的熵减反应，在常温下能自发进行。
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台
C．在不同算式中，必须用同一参比态的热效应数据
【答案】A
【解析】在同一算式中，不能用不同的参比态；在不同的算式中，可以用不同的参比
态作标准。
4．对 1mol 的气体，当 p＝0.5atm（1atm＝1.01×105Pa）， V＝0.5dm3，T＝298K，R 如果采用 kJ·mol－1·K－1 单位制，其数值应选择（）。

大学无机化学知识点总结

大学无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，对于大学化学相关专业的学生来说，掌握无机化学的知识点至关重要。

以下是对大学无机化学主要知识点的总结。

一、原子结构与元素周期律原子由原子核和核外电子组成。

原子核包含质子和中子，质子数决定了元素的种类。

电子在核外分层排布，遵循一定的规律。

原子轨道理论描述了电子在原子核外的运动状态。

包括 s、p、d、f 等轨道，其形状和能量各不相同。

元素周期表是无机化学的重要工具。

同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

二、化学键与物质结构化学键包括离子键、共价键和金属键。

离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。

共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。

分子的空间构型对于物质的性质有着重要影响。

例如，甲烷分子是正四面体结构，氨气分子是三角锥形结构。

晶体结构也是无机化学的重要内容。

常见的晶体类型有离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体，它们具有不同的物理性质。

三、化学热力学基础热力学第一定律指出能量守恒，即能量可以在不同形式之间转化，但总量不变。

焓变（ΔH）是化学反应中热量变化的重要指标。

热力学第二定律涉及到熵（S）的概念，自发的过程总是朝着熵增加的方向进行。

通过吉布斯自由能（ΔG）可以判断化学反应的方向。

当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行；当ΔG ＞ 0 时，反应非自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应达到平衡。

四、化学反应速率化学反应速率可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

影响化学反应速率的因素包括浓度、温度、压强、催化剂等。

浓度增大，反应速率加快；温度升高，分子运动加快，有效碰撞增加，反应速率增大；对于有气体参与的反应，压强增大，反应速率通常也会增大；催化剂能够改变反应的历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。

《无机化学》第3版宋天佑第2章化学热力学基础

此时，可以设计一个假想界面，从分体积的概念出发，认为 VO 以内是体系，以外是环境。
宇宙体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。
按照体系和环境之间的物质及能量的交换关系，可以将体系分为三类：
敞开体系、封闭体系和孤立体系
敞开体系体系和环境之间既有能量交换，又有物质交换
封闭体系体系和环境之间有能量交换，无物质交换；
折线 ABC 即是过程的 p－V 线。
p
16
1
V
1
16
图中两轴所表示的物理量的
单位之积为
105 Pa 10-3m3 ＝1.0 × 102 J
p
16
1
V
1
16
故图中的单位面积代表
1.0×102 J 体积功。
p
16
1
V
1
16
而 p－V 线下覆盖的面积即图
中阴影部分的面积为
1×（16 －1）＝15 个单位
p = 1105 Pa
恒温过程
p = 2105 Pa
V = 2 dm3
V = 1 dm3
V = V终－ V始 =1－2
= － 1 （dm3）
体积功在热力学过程中，体系对抗外压改变体积，产生体积功。
在一截面积为 S 的圆柱形筒内，理想气体体系经历一热力学过程
截面积 S
I
受恒外力 F
蓄电池充电的化学反应，是为了储存能量。
化学热力学，就是从化学反应的能量出发，去研究化学反应的方向和进行的限度的一门科学。
2. 1 热力学第一定律
2. 1. 1 热力学的基本概念和常用术语
体系热力学中研究的对象，称为体系。
环境体系以外的其他部分，称为环境。

无机化学[第二章化学热力学基础]课程预习.

第二章化学热力学基础一、热力学第一定律1．热力学的基本概念和常用术语(1)体系：热力学中称研究的对象为体系。

(2)环境：体系以外的其他部分。

按照体系与环境之间的物质和能量的交换关系，可分为三类：敞开体系体系与环境之间既有能量交换又有物质交换。

封闭体系体系与环境之间有能量交换但没有物质交换。

孤立体系(又称隔离体系) 体系与环境之间即无物质交换，又无能量交换。

(3)状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系存在的形式称为体系的状态。

(4)状态函数：借以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数。

(5)过程：体系的状态发生变化，从始态变到终态，我们说体系经历了一个热力学过程，简称过程。

(6)途径：实现过程的每一种具体方式。

(7)体积功：体系由于体积的变化而做功称为体积功，即W=p·△V。

(8)热力学能：指体系内一切能量的总和，通常用U表示。

2．热力学第一定律(1)热力学第一定律的内容热力学第一定律的实质就是能量守恒。

更确切地说，热力学第一定律是能量守恒与转化定律在涉及热现象的宏观过程中的具体描述，其关系式为△U=Q - W式中，Q表示体系从环境中吸收热量；W表示体系对环境做的功。

(2)功和热热和功是能量传递的两种形式，它们不是状态函数。

Q>0，系统吸热；Q<0，系统放热。

W>0，环境对系统做功；W<0，系统对环境做功。

对定压过程中气体膨胀或被压缩所做的体积功来说W= -p ex(V2 - V1)；系统被压缩，W>0；系统膨胀，W<0。

二、热化学1．化学反应的热效应化学反应的热效应可以定义为：在无非体积功的体系和反应中，当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量，化学反应热效应一般称为反应热。

(1)恒容反应热恒容反应热指在恒容过程中完成的化学反应的热效应，通常用Q V表示。

△U=Q V当△U>0时，Q V>0，则该反应是吸热反应；当△U<0时，Q V<0，该反应是放热反应。

833《无机化学》

833无机化学考试内容范围考试内容：1.化学热力学基础1.1热力学第一定律热力学基本概念及术语、热力学第一定律、恒容热、恒压热及焓。

1.2热化学热化学方程式、盖斯定律、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、键能与反应焓变的关系、用标准热力学数据计算化学反应热。

1.3热力学第二定律化学反应的自发性、熵、热力学第二定律、标准摩尔熵。

1.4吉布斯自由能及其应用吉布斯自由能、标准生成吉布斯自由能、△G与温度的关系、计算标准状态下反应自由能和熵的变化、运用自由能变化判断化学反应方向，吉布斯—赫姆霍兹公式应用。

2.化学反应速率和化学反应平衡2.1化学反应速率的概念和表示主意、化学反应速率理论简介、浓度对反应速率的影响、温度对反应速率的影响、催化剂对反应速率的影响。

2.2 化学反应的限度可逆反应与化学平衡、标准平衡常数。

2.3多重平衡规矩化学平衡常数和化学平衡的计算，总反应和分反应间吉布斯自由能和反应平衡常数关系。

2.4 化学反应方向和限度的判断化学反应的自发性、化学反应的熵变、吉布斯自由能和化学反应的方向、化学反应限度的判据、估算分解热及分解温度。

第 1 页/共 4 页2.5 化学平衡的移动浓度对化学平衡的影响、压力对化学平衡的影响、温度对化学平衡的影响、催化剂和化学平衡3.水溶液中的电离平衡3.1 了解浓度表示主意和换算，活度、活度系数、离子强度的概念。

控制一元弱电解质解离平衡的计算。

3.2 了解同离子效应及盐效应的概念及对电离平衡移动的影响。

3.3 理解缓冲溶液的概念及作用原理，控制缓冲溶液的相关计算。

3.4 控制酸碱质子理论，了解酸碱电子理论。

3.5 控制溶度积常数的概念和溶度积规矩，认识各种因素对沉淀-溶解平衡的影响与相关计算。

3.6 控制配位解离平衡常数及其相关计算。

4.氧化还原反应和电化学4.1理解标准电极电势的概念。

了解原电池的构成，能用奈斯特方程式举行有关计算，包括溶液pH值改变、沉淀形成对电极电势的影响。

大一无机化学2章化学热力学基础习题解

第二章化学热力学基础思考题与习题2-1 何谓物质的标准状态？答：物质的标准状态是在温度为T 及标准压力P ө（P ө=100 kpa ）下的状态。

2-2 计算下列各体系由状态A 变化到状态B 时热力学能的变化(1) 吸收了2000KJ 热量，并对环境做功300KJ 。

(2) 向环境放出了12.54KJ 热量，并对环境做功31.34KJ 。

(3) 从环境吸收了7.94KJ 热量，环境对体系做功31.34KJ 。

(4) 向环境放出了24.5KJ 热量，环境对体系做功26.15KJ 。

解：（1）1700KJ 300KJ -KJ 2000==+=∆W Q U (2) -43.88KJ 31.34KJ -KJ 4.512=-=+=∆W Q U (3) KJ 8.293KJ 4.331KJ 4.97=+=+=∆W Q U (4) 1.64KJ 26.15KJ .5KJ 24=+-=+=∆W Q U2-3 某体系由状态Ⅰ沿途径A 变到状态Ⅱ时从环境吸热314.0 J ，同时对环境做功117.0 J 。

当体系由状态Ⅱ沿另一途径B 变到状态Ⅰ时体系对环境做功44.0 J ，问此时体系吸收热量为多少？解：（1）由状态Ⅰ变到状态Ⅱ：J 0.197J 0.117J 0.3141=-=+=∆W Q U （2）由状态Ⅱ变到状态Ⅰ：122U J,0.44U W ∆-=∆-=J 0.1971222-=∆-=-=∆U W Q U J 0.1532-=Q2-4、在1标准压力下，100℃时1mol 液态水体积为18.8mL ，而1mol 水蒸气的体积为30.2ml ，水的汽化热为40.67KJ·mol -1，计算100℃时在标准压力下由30.2g 液态水蒸发为水蒸气时的△H 和△U 。

解：68.23KJ l 40.67KJ.mo mol 18.030.2H 1-P =⨯==∆Q ()63.02K J 103738.314mol 18.030.2-68.23KJ RT n -H U 3-=⨯⨯⨯=∆∆=∆ 2-5、甲苯，CO 2和水在298K 时的标准生成焓分别为48.0KJ·mol -1、-393.5KJ·mol -1和-286.0KJ·mol -1，计算298K 和恒压下10gCH 4 (g)完全燃烧时放出的热量。

无机化学(人卫版)第五章化学热力学基础

CO 2 (g)
mol △ rHm (2) = -282.98kJ· -1 计算298.15K下，下列反应的反应热：
1 O2 (g) C(s) 2
CO(g) △ rHm (3)
解法一：（利用 △ rHm (1) 由始态 CO2 g 到终态途径1 的不同途径）
2
解：利用Hess定律 △ rHm (3) C(s) O (g )
B —物质B的化学计量数
B为物质B的化学计量数，其量纲为一，反应物的
化学计量数为负值，而生成物的化学计量数为正值。
νA=-a， νB=-b， νY=y， νZ=z 。
例：反应 1/2N2 + 3/2H2 = NH3 化学计量数 B分别为：
(NH3) = 1 ，(N2)= 1/2， (H2) = -3/2
mol △ rHm (298.15K) = -571.66kJ· -1
△ • 化学计量数不同时， rHm 不同。 1 H2(g)+ O2(g) H2O(g) 2 mol △ rHm (298.15K) = -241.82kJ· -1
2.3.3 盖斯（Hess）定律 △ rHm 始态终态
△ rHm,1 △ rHm,2
结论： aA + bB → yY + zZ
rHm(T)
=Σν B fHm(生成物) +Σ νBfHm(反应物)
= Σν B fHm(B)
§2.4 热力学第二定律
2.4.1 化学反应的自发性
•水从高处流向低处； •热从高温物体传向低温物体；
•铁在潮湿的空气中锈蚀；
•锌置换硫酸铜溶液反应： Zn(s)+Cu2+(aq)
解：该反应在恒温恒压下进行，所以

无机化学教学3章化学热力学基础PPT课件

反应自发性的判断
1 2
自发反应的定义
自发反应是指不需要外界作用就能自动进行的反应。
自发性的判断依据
根据热力学第二定律，自发反应总是向着能量降低、熵增加的方向进行。
3
自发性与焓变和熵变的关系
自发反应总是向着ΔH - TΔS < 0的方向进行，其中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为绝对温度。
反应热的计算
表述
$Delta U = Q + W$，其中$Delta U$表示系统内能的变化，$Q$表示系统吸收或放出的热量，$W$表示外界对系统做的功。
热和功的转化
热转化为功
当系统体积膨胀对外做功时，吸收的热量会部分转化为对外做功。
功转化为热
当外界对系统做功使得系统体积压缩时，外界所做的功会全部转化为系统内的热量。
表述
熵增加原理指出，在封闭系统中，总熵（即系统熵与环境熵的和）总是增加的。
卡诺循环与熵的概念
卡诺循环
卡诺循环是理想化的热机工作过程，由四个可逆过程组成（等温吸热、等温放热、绝热膨胀、绝热压缩）。
熵的概念
熵是描述系统混乱度或无序度的物理量，其值越大，系统的无序度越高。
熵增加原理
表述
解释
应用
04 热力学第三定律
定义与表述
热力学第三定律通常表述为
在绝对零度时，任何完美晶体的熵值为零。
另一种表述为
不可能通过有限步骤将绝对温度降到绝对零度。
绝对熵的求算
根据热力学第三定律，绝对熵可以通过计算完美晶体在绝对零度时的熵值来获得。
在计算过程中，需要考虑晶体的原子排列、分子振动等因素对熵值的影响。
热力学的主要概念
状态函数

无机化学化学热力学基础1

(3) H正反应= H逆反应
31
3-1-2 热力学第一定律
(The first law of thermodynamics )
体系和环境之间的能量交换: 热传递做功
在能量交换过程中，体系的内能将发生变化。
32
1. 热力学第一定律：自然界一切物质都具有能量，能量
有各种不同的形式，能够从一种形
式转化为另一种形式，从一个物体
• 过程着重于始态和终态; 而途径着重于具体方式。
15
状态函数的特点：当体系的状态被改变时，状态函数的变化只决定于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。
16
始态T1
T = T2 T1
途径I
终态T2
冷却
冷却
加热
途径II
途径II
17
状态函数的变化
殊途同归变化等，周而复始变化零。
37
3-2 热化学
把热力学理论和方法应用于化学反应中, 讨论和计算化学反应的热量变化, 这门科学称为热化学.
3-2-1 3-2-2 3-2-3 3-2-4 3-2-5 化学反应的热效应盖斯定律生成热燃烧热从键能估算反应热()
38
3-2-1 化学反应的热效应
化学反应体系与环境进行能量交换的
26
5. 体积功（膨胀功）体系反抗外压改变体积, 产生体积功。
设: 在一截面积为 S 的圆柱形筒内发生化学反应, 体系反抗外压 p 膨胀, 活塞从 I 位移动到 II 位。由于体系反抗外压(p)做功(体系对环境做功)，体系失功，则
W体 = Fl = p•S•l = p•V
27
你的结论？
压强是体系的强度性质。
13

无机化学课件第三章化学热力学基础：反应方向与反应限度

第三章化学热力学基础——反应方向与反应限度3.1 什么是化学热力学Fe 2O 3(s) + 3 CO(g) →2 Fe(l) + 3 CO 2(g)为什么不能用同样的方法进行高炉炼铝？NO ，CONO 和CO 是汽车尾气中的有毒成分，它们能否相互反应生成无毒的N 2和CO 2？2NO (g) + 2CO(g) →N 2(g) + 2CO 2 (g)石墨金刚石C (石墨) →C (金刚石)库里南1号？化学热力学的作用：●体系(System)●环境(Surrounding)(一)The system is the sample or reaction mixture in which we are interested. Outside the system are the surroundings. The system plus its surroundings is sometimes called the universe.体系环境能量敞开体系封闭体系孤立体系●封闭体系(closed system)：●敞开体系(open system)：●孤立体系(isolated system)：(二)●热(heat, Q)：Q的符号——体系吸热取正值，放热取负值。

●功(work, W)：Work = (Force) ×(Distance)体积膨胀功W的符号——环境对体系做功取正值，体系对环境做功取负值。

●体积膨胀功：The gas does work as it expands isothermally, but heat flows in torestore the energy lost as work.The gas does no work as it expands isothermally into a vacuum.W = －F ⋅d =－(P ⋅A ) ⋅h = －P ⋅ΔV W =－P ext ⋅ΔV(三)——恒压反应热(Q p)和恒容反应热(Q v)铝热剂(thermite)可引发强烈的放热反应(Al + Fe2O3)，其可熔化所产生的金属铁，并产生“铁花”。

【无机化学试题及答案】第二章化学热力学基础

第二章化学热力学基础一、填空题1，热力学第一定律的数学表达式为；若不做非体积功，热力学第一定律可表示为。

2，在物理量H ，S ，G ，Q ，W ，T ，p 中，属于状态函数的是，与过程有关的量是______；在上述状态函数中，属于强度性质的是。

3，在温度T 时，参考单质的标准摩尔生成焓，标准摩尔生成吉布斯函数，标准摩尔熵。

4，反应2AB(s)B (g)＋AB 3(s)在298.15 K 、标准状态下正向自发进行，由此可判断该反应的(298.15 K)，(298.15 K)，(298.15 K)，若升高温度，反应正向进行的程度。

5，(NaCl, s, 298.15 K)称为，其SI 单位为。

6，2(H O, g, 298.15 K)称为，其SI 单位为。

7，2(O , g, 298.15 K)称为，其SI 单位为。

二、是非题1，虽然温度对r m H ∆和r m S ∆的影响较小，但温度对r m G ∆的影响却较大。

2，由于r m ,0p w H Q '=∆=，而H 是状态函数，因此,0p w Q '=也是状态函数。

3，r m S ∆＞0的反应在等温、等压下均能自发进行。

4，对于任何物质，焓和热力学能的相对大小为H U ＞。

5，298.15 K 时，2H (g)的标准摩尔燃烧焓等于2H O(g)的标准摩尔生成焓。

6，由于Q 和W 与过程有关，因此Q ＋W 也与过程有关。

7，对于同一化学反应，r m ()H T ∆必定大于r m ()U T ∆。

8，等温等压不做非体积功的条件下，一切吸热且熵减小的反应，均不能自动进行。

9，反应21CO(g)+O (g)22CO (g)的标准摩尔焓变即为2CO (g)的标准摩尔生成焓。

10，化学反应的摩尔焓变就是反应热。

三、问答题1，化学反应的r m G ∆与有何不同？2，如果系统放热，其热力学能是否一定减少？ 3，Hess 定律的内容如何？它能解决什么问题？ 4，什么叫标准摩尔生成焓？如何利用标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变？写出有关的计算公式。

无机化学化学热力学基础题目+答案

第5章化学热力学基础1．(0411)下列单质的∆f H mθ不等于零的是……（）(A) Fe(s) (B) C(石墨)(C) Ne(g) (D) Cl2(l)不是指定单质。

2．(0415) 在下列反应中，焓变等于AgBr(s) 的∆f H mθ的反应是……………………（）(A) Ag+(aq) + Br-(aq) = AgBr(s)(B) 2Ag(s) + Br2(g) = 2AgBr(s)(C) Ag(s) +½Br2(l) = AgBr(s)(D) Ag(s) +½Br2(g) = AgBr(s)∆f H mθ的定义。

3．(3421) 2NH3(g) + 3Cl2(g) = N2(g) + 6HCl(g) ∆r H mθ = -461.5 kJ·mol-1，温度升高50 K，则∆r H mθ应为…………………………………………（）(A) >> -461.5 kJ·mol-1(B) << -461.5 kJ·mol-1(C) ≈ -461.5 kJ·mol-1(D) ＝-461.5 kJ·mol-1∆r H mθ (T) ≈∆r H mθ (T+50)4．(3456) 下列两个反应在某温度、101 kPa时都能生成C6H6(g)①2 C(石墨) + 3H2(g)−→−C6H6(g)②C2H4(g) + H2(g)−→−C6H6(g)则代表C6H6(g) 标准摩尔生成焓的反应是……（）(A) 反应①(B) 反应①的逆反应(C) 反应②(D) 反应②的逆反应标准摩尔生成焓的概念5．(0433) 下列物质中可以认为具有最大摩尔熵的是……………………………（）(A) Li(g)(B) Li(s)(C) LiCl·H2O(s) (D) Li2CO3(s)S(g)>>S(l)>S(s)6．(0437) 室温下，稳定状态的单质的标准摩尔熵为………………………………（）(A) 零(B) 1 J·mol-1·K-1(C) 大于零(D) 小于零0 K, 完美晶体的S =0, T , S 7．(3450) 在25℃、101 kPa下发生下列反应：(1) 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l)(2) CaO(s) + CO2(g) = CaCO3(s)其熵变分别为ΔS1和ΔS2，则下列情况正确的是……………………………………（）(A) ΔS1 > 0，ΔS2 > 0 (B) ΔS1 < 0，ΔS2 < 0(C) ΔS1 < 0，ΔS2 > 0 (D) ΔS1 > 0，ΔS2 < 0 8．(3454) 恒温下，下列相变中，∆r S mθ最大的是………………………………（）(A) H2O(l)−→−H2O(g)−H2O(g) (B) H2O(s)−→(C) H2O(s)−→−H2O(s)−H2O(l) (D) H2O(l)−→S(g) >> S(l) > S(s)9．(3465) 下列反应中∆r S mθ > 0的是……（）(A) 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)(B) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)(C) NH4Cl(s) = NH3(g) + HCl(g)(D) C(s) + O2(g) = CO2(g)∑νi(g) > 010．(3476) 下列过程中，ΔS为负值的是…（）(A) 液态溴蒸发变成气态溴(B) SnO2(s) + 2H2(g) = Sn(s) + 2H2O(l)(C) 电解水生成H2和O2(D) 公路上撒盐使冰熔化11．(3466) 下列单质中，∆f G mθ不为零的是（）(A) 石墨(B) 金刚石(C) 液态溴(D) 氧气12．(0403)已知2PbS(s) + 3O2(g) = 2PbO(s) + 2SO2(g) ∆r H mθ = -843.4 kJ·mol-1, 则该反应的Q V值是…（）(A) 840.9 (B) 845.9(C) -845.9 (D) -840.9△U = Q+W Q v = Q p - p△VQ v = Q p- ∑νi(g)RT = -843.4–(- 8.314 ⨯ 298/1000 ) = 13．(0408) 在一定温度下：(1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔH1(2) C(金刚石) + O2(g) = CO2(g) ΔH2(3) C(石墨) = C(金刚石) ΔH 3 = 1.9 kJ ·mol -1 其中ΔH 1和ΔH 2的关系是………………………（）(A) ΔH 1>ΔH 2 (B) ΔH 1<ΔH 2(C) ΔH 1＝ΔH 2 (D) 不能偶联反应：(1) – (2) = (3) ΔH 3 =ΔH 1-ΔH 214． (0416) 已知 Zn(s) +21O 2(g) = ZnO(s) ∆r H m θ 1 = -351.5 kJ ·mol -1 Hg(l) +21O 2(g) = HgO(s ，红) ∆r H m θ 2 = -90.8 kJ ·mol -1则 Zn(s) + HgO(s ，红) = ZnO(s) + Hg(l) 的∆r H m θ为(kJ ·mol -1)……………（）(A) 442.3 (B) 260.7 (C) -260.7 (D) -442.3(3) = (1) –(2) ΔH 3 =ΔH 1-ΔH 215． (3409) 萘燃烧的化学反应方程式为：C 10H 8(s) + 12O 2(g) = 10CO 2(g) + 4H 2O(l)则298 K 时，Q p 和Q v 的差值(kJ ·mol -1)为…（）(A) - 4.95 (B) 4.95(C) -2.48 (D) 2.48Q v = Q p – ∑ νi RT∑ νi (g) RT = Q p – Q v = -2 RT∑νi (g) := 0(反应前后气体分子个数不变) , Q p = Q v> 0(反应后气体分子个数增加), Q p > Q v< 0(反应后气体分子个数减小), Q p < Q v16．(3479)电解水生成氧气和氢气，该过程的ΔG、ΔH、ΔS正确是……………（）(A)ΔG > 0，ΔH > 0，ΔS > 0(B)ΔG < 0，ΔH < 0，ΔS < 0(A)ΔG > 0，ΔH < 0，ΔS > 0(D) ΔG < 0，ΔH > 0，ΔS > 02 H2O(l) = O2(g)+ 2H2(g)17．(3480) 反应X2(g) + 2Y2(g) = 3Z2(g) 在恒压和温度1000 K时的Δr H m = 40 kJ·mol-1，Δr S m= 40 J·mol-1·K-1，则下列关系正确的是…（）(A)ΔU =ΔH (B) ΔG = 0(C) ΔU = TΔS (D) 所有关系都正确△G =△H - T△S = 0,△H =△U + p△V △V=018．(3484) 298 K反应2C6H6(l) + 15O2(g) = 12CO2(g) + 6H2O(l) 的∆r U mθ - ∆r H mθ 接近的值是………（）(A) -7.4 kJ·mol-1(B) 2.4 kJ·mol-1(C) -2.4 kJ·mol-1(D) 7.4 kJ·mol-1△U = △H–p△V = △H–∑ νi(g) RT△U-△H = –∑ νi(g) RT = 3 RT19．(0412) 在标准状态下石墨燃烧反应的焓变为-393.7 kJ·mol-1，金刚石燃烧反应的焓变为-395.6kJ·mol-1，则石墨转变成金刚石反应的焓变为…………………………（）(A) -789.3 kJ·mol-1 (B) 0(C) +1.9kJ·mol-1(D) -1.9kJ·mol-1(1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔH1 = -393.7(2) C(金刚石) + O2(g) = CO2(g) ΔH2 = -395.6(3) C(石墨) = C(金刚石) ΔH3 = 1.9 kJ·mol-1(3) = (1) –(2) ΔH3 =ΔH1-ΔH220．(0414) 已知NH3(g)的∆f H mθ = -46 kJ·mol-1，H—H 键能为435 kJ·mol-1，N≡N键能为941 kJ·mol-1，则N—H 键的平均键能(kJ·mol-1)为…………（）(A) -382 (B) 1169(C) 382 (D) -1169键能：在常温下，基态化学键分解成气态基态原子所需要的能量。

宋天佑无机化学第3章化学热力学基础

△fHθm(Br2,g)=30.907
3.4 标准摩尔燃烧焓△cHθm ，单位kJ· -1 mol
定义：在100kPa的压强下(即标准态），1mol物质完全燃烧,生成相同温度下的指定产物时的热效应，叫该物质的标准摩尔燃烧热。
完全燃烧产物的规定： C→CO2(g)；H→H2O（l)； S→SO2(g)；N→N2(g);Cl→HCl(aq)
3.过程与途径
过程：系统由一个状态变为另一个状态。途径：完成一个过程的具体步骤。过程分类：等压过程、等容过程、等温过程、绝热过程、循环过程等。 ※ 状态函数的特征：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。
4.反应进度ξ(zeta) 设有反应： νAA + νBB →νGG +νHH t=0 t n0(A) n(A) n0(B) n(B) n0(G) n(G) n0(H) n(H)
气体
7. 热力学能（内能）
热力学系统内各种形式的能量总和。
用“U”表示，单位J或kJ
“U”是状态函数，但无绝对值。理想气体的U 只与温度有关。状态发生变化时，△U仅取决于始态和终态。思考问题：功和热是不是状态函数？
热力学第一定律
内容：能量在转化和传递过程中数量保持不变能量守恒及转换定律。
状态Ⅰ，U1 系统对外作功 W
C（金刚石）+O2(g)→CO2(g)△γHm= -395.4kJ· -1 mol
注意：对有不同晶态或形态的物质来说，规定只有最稳定态的单质的标准摩尔生成热才等于零。
△ fHθ m
△ fHθ m △ fHθ m
（石墨）= 0；
（金刚石）=1.897 kJ· -1 mol （Br2,l)=0; kJ· -1 mol

无机化学课件 PPT 第三章化学热力学基础

循环过程是指系统由始态出发，经历一系列具体变化途径后又回到原来状态的过程。循环过程的特点是系统所有状态函数变化量均为零，但变化过程中，系统与环境交换的功与热却往往不为零。
第一节热力学基本概念
7. 可逆过程
可逆过程是热力学中一个重要的概念，指在系统状态变化的全过程中，不仅系统内部任何瞬间都无限接近平衡态，而且系统与环境间也无限接近平衡。例如，系统与环境间在无限小的温度差下发生的热交换过程，即T(环)=T±dT(dT为具有正值的无限小量)；又如在无限小的压力差下发生的体积变化过程，即p(环)=p±dp(dp为具有正值的无限小量)。上述在一系列无限接近平衡条件下进行的过程，在热力学中称为可逆过程。可逆过程是一种理想化的过程。这种过程实际上是不可能的，因为每个过程的发生都要引起状态的改变，而状态的改变一定会破坏平衡。
第一节热力学基本概念
三、状态与状态函数
在热力学中，系统所处的状态是由系统的物理性质和化学性质确定的。状态是系统所有性质的总体表现。换言之，系统所有的性质确定后，状态就完全确定。反之，系统状态确定后，它的所有性质均有确定值，与系统到达该状态前的经历无关。鉴于状态与性质之间的这种单值对应关系，所以系统的热力学性质又称作状态函数。
第一节热力学基本概念
2. 定压过程
状态变化的过程中，p(系)=p(环)=常数的过程称为定压过程。若系统的始态压力p1及终态压力p2与环境压力相等，即 p1=p2=p(环)=常数时，称为等压过程。
第一节热力学基本概念
3. 定外压过程
当系统状态改变时，环境压力恒定，即p(环)=常数，而系统的始态压力p1不等于环境压力p(环)，但终态压力p2等于 p(环)的过程，称为定外压过程。定压过程与定外压过程是两个不同的概念。

无机化学：热力学基础

ΔH1＝ΔU2 ＋ ΔnRT
得 Qp ＝ QV ＋ ΔnRT
当反应物与生成物气体的物质的量相等(Δn＝0)时，或反应物与生成物全是固体或液体时，恒压反应热与恒容反应热相等，即
Qp ＝ QV
例用弹式量热计测得 298 K 时，燃烧 1 mol 正庚烷的恒容反应热 QV ＝－4807.12 kJ，求其 Qp 值。
度均为1 mol·L-1。
热力学标准状态对温度无限制，所以任何温度下都有热力学标准状态。
常用术语和概念
5、状态和状态函数由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的存在形态称为体系的状态。如：气体的状态可由：压力、体积、温度及各组分物质的量等物理量来决定。如果其中的一个或多个物理量发生改变时，体系即由一种状态变为另一种状态。用以确定体系状态的物理量称为体系的“状态函数”。 P T V n 就是体系的状态函数。
生成物 Ⅱ
T1 p1 V2 n2
H2
H1
(II)恒容过程反应物
(I)恒压过程
T1 p1 V1 n1
ΔH1 ＝ ΔH2 ＋ ΔH3 即 ΔH1 ＝ΔU2 ＋(p2V1—p1V1)＋ΔU3＋(p1V2—p2V1) ΔH1 ＝ΔU2 ＋( p1V2—p1V1)＋ΔU3
对于理想气体 △U3 ＝ 0, 则 ΔH1 ＝ΔU2 ＋( p1V2—p1V1)
热力学第一定律和热化学
例1：欲求下列反应的反应热
CO2(g)+H2(g)→CO(g)+H2O(g) ⑴ CO2(g) →C(石墨)+O2(g) rH=-fH(CO2,g) ⑵ C(石墨)+1/2O2(g) → CO(g) rH= fH(CO,g) ⑶ H2(g) +1/2O2(g) → H2O(g) rH= fH(H2O,g) ⑴+ ⑵+ ⑶ =总反应式 ∴rH=-fH(CO2,g)+fH(CO,g)+fH(H2O,g) ∴rH=fH(CO,g)+fH(H2O,g)-fH(CO2,g)

无机化学--化学热力学基础

H = U + (pV)
= U + (p2V2 – p1V1)
= U + (n2RT –n1RT) （对于理想气体）
= U + nRT
(n为反应前后物质量的变化)
举例：在373K和101.3kPa下，2.0 mol的H2和1.0 mol的O2反应，生成2.0 mol的水蒸气，总共放出484kJ的热量。求该反应的H 和 U。
p
p
V
V
p p
V1
V2
V
V
可逆过程和可逆反应的联系和区别？
2-3热化学
一、等温反应热、等压反应热和焓的概念热化学：把热力学的理论和方法应用到化学反应中，讨论和计算化学反应
的热量变化的学科。
反应物始态U1
生成物终态U2
当U1U2，U的变化以热和功的形式表现出来，因此具有热效应。
热效应：当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸收或放出的热量。化学反应热效应一般称为反应热。
第二章化学热力学基础
热力学（thermodynamics）：热力学是专门研究能量相互转变过程中所遵循的法则的一门科学。着眼于宏观性质的变化，不需要知道物质的内部结构和细节，只考虑从起始状态到终了状态发生变化的净结果，即可得到许多有用的结论，具有高度的可靠性和普遍适用性。
19世纪建立了热力学第一、第二定律，奠定了热力学的基础， 20世纪初建立了热力学第三定律，使热力学近于完美。化学热力学（chemical thermodynamics）: 用热力学的理论和方法研究化学，
2-2热力学第一定律
一、热和功（heat and work）热和功是能量传递的两种方式。热（Q）：由于温差而引起的能量传递；功（W）：体积功和非体积功（电功、表面功…..）；热和功总是和状态的变化联系的，若无过程发生，而体系处于定态，则不

无机化学之化学热力学基础

3 第章
化学热力学基础
Chapter 3
Primary Conception of Chemical
Thermodynamics
本章教学内容
3.1 能量转换守恒和热力学能 3.2 化学反应热效应与焓 3.3 自发过程与熵 3.4 化学反应方向与吉布斯自由能

化学反应的基本问题
如果将两种或多种物质放在一起，能发生化学反应吗？如果发生的话，是正向还是逆向自发？到什么程度才会终止或平衡？
几种常见的热力学过程
• 恒压过程（isobar process）
如果体系在状态变化过程中，且压力始终恒定，则此变化过程称为恒压过程；
等压变化：只强调始态与终态的压力相同，且等于环境压力，而对过程中的压力不作任何要求。
• 恒温过程（isothermal process）
如果体系的状态变化是在温度恒定的条件下进行的，此变化称为恒温过程。
热和功都不是状态函数，其值与体系状态变化的途径有关。
体积功 (volume work)
以理想气体的恒温膨胀为例，来进一步说明热和功不是状态函数。
p外 = p1
p外 = p2
理想气体 p1 V1
始态
L
p外 = p'
理想气体 p2 V2
终态
理想气体 p' V'
中间态
p外 = p1
理想气体 p1 V1
描述体系的状态不一定要用该体系的全部状态函数，而用它的某几个状态函数就行，因为这些状态函数间往往有一定的联系。
例如，要描述一理想气体所处的状态，只需知道 T、p、V 就够用，因为根据理想气体的状态方程 pV = nRT，此理想气体的物质的量 (n) 也就确定了。